UNIDAD III NOMENCLATURA Y REACCIONES QUIMICAS EN COMPUESTOS INORGANICOS 3.1 Clasificación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos Los compuestos inorgánicos son lo compuestos procedentes del mundo inanimado de acuerdo a la vieja clasificación. Su química es la química más antigua. Excepción hecha de los gases nobles, todos los elementos los encontramos combinados en la naturaleza y prácticamente todos se combinan entre sí. Algunos elementos forman compuestos con alguna estructura en común o se combinan de manera similar con algún otro elemento. La presencia de algún elemento en común para algún conjunto de compuestos forman una “Función Química”. A diferencia de la química orgánica el que un conjunto de compuestos tengan la misma función química, no implica que tengan las mismas propiedades físicas y químicas. Una forma de ordenar a los compuestos , es por medio de la función química. Otra forma de agrupar a los compuestos es por medio del número de elementos diferentes que contiene la formula de los mismos: Binarios, Ternarios y polielementales. Las 5 funciones químicas de la Química inorgánica son: - Óxidos - Hidróxidos - Ácidos - Sales - Hidruros.

Para nombrar cualquier sustancia química se utiliza la denominada: “Nomenclatura Química”, que es el conjunto de reglas que nos permiten dar un nombre a cada sustancia química. Estas reglas nos permiten identificar inequívocamente a cada sustancia química. Las reglas y formas de nombrar a la sustancias químicas se han modificado con el tiempo, de forma que en la actualidad existen dos o más nomenclaturas diferentes para nombrar a los miembros de una familia química, pero solo una de ellas es la nomenclatura “Oficial” aceptada internacionalmente y el resto se le denomina nomenclatura “Trivial” o “tradicional”. Hay una unión internacional de química pura y aplicada (IUPAC , por sus siglas en ingles), cuyos miembros se reúnen cada cinco años y que es la que se encarga de emitir nuevas nomenclaturas o de modificar las existentes. Los acuerdos tomados por la IUPAC rigen en todo el mundo. Es importante conocer, antes de empezar a nombrar compuestos, las principales valencias de los elementos así como aprender a obtener los estados de oxidación de los mismos cuando forman parte de un compuesto. La valencia es la capacidad de combinación de un elemento de acuerdo a su configuración electrónica y a los electrones de valencia. Por otro lado, el estado de oxidación de un elemento se obtiene únicamente cuando estos forman parte de un compuesto y se establece que el elemento mas electronegativo tiene el total de electrones del octeto. El estado de oxidación o numero de oxidación de un elemento

en una molécula o ion poliatomico es igual a la diferencia entre el numero de electrones de valencia de ese elemento en estado libre y los electrones asignados a ese elemento en la contabilidad del estado de oxidación de la molécula o ion.

Para  el  H2O  

  Oxigeno Hidrogeno Numero  de  electrones  de  valencia  del  átomo  en  

estado  libre  6 1

Numero  de  electrones  asignados  a  el  átomo  en  el  recuento  del  estado  de  

oxidación  

8 0

  6 – 8 1 - 0 Estado  de  oxidación   -2 +1

No es necesario aprenderse de memoria las valencias de todos los elemento, sin embargo si es recomendable conocer las de los principales ya que a partir de ellas se establecen los estados de oxidación de los otros componentes de una molécula o ion.

3.1.1 OXIDOS Una de las funciones químicas conocidas es la de los óxidos, los cuales son compuestos que resultan de la combinación del oxigeno con otro u otros elementos diferentes a él. Así la función química la da la presencia del oxigeno. Los óxidos son compuestos binarios en los que el oxigeno, dada su alta electronegatividad, presenta estados de oxidación negativos (excepto cuando reacciona con el flúor) siendo este de –2. El conjunto de compuestos que forman los óxidos se pueden dividir en subconjuntos debido a diferentes propiedades. Por ejemplo de acuerdo a su reactividad en condiciones ambientales , se clasifican en: - Óxidos reactivos . Ej.: CaO - Óxidos estables; Ej.: ZnO, Fe2O3, TiO2 (pinturas, recubrimientos protectores) - Óxidos cerámicos ; Ej.: Al2O3, ZrO2

Los primeros forman nuevos compuestos al reaccionar, en condiciones ambientales, con otras moléculas como el agua y el dióxido de carbono. Los segundos son estables ante estas sustancias ambientales en las mismas condiciones, y los terceros son estables incluso a altas temperaturas. De acuerdo a las sustancias que forman al reaccionar con el agua, los óxidos se clasifican en: - Óxidos Básicos - Óxidos Ácidos - Óxidos Anfóteros. OXIDOS BASICOS Estos son óxidos iónicos y resultan de la reacción de un metal con el oxigeno. Son iónicos debido a la baja electronegatividad de los metales. Se les llama básicos porque reaccionan con el agua y forman bases. 4 Na + O2 → 2 Na2O Na2O + H2O → 2 NaOH 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 Pb + O2 → PbO2 Muchos óxidos metálicos son insolubles en agua para conservar la red y su alta estabilidad. Para determinar la formula de los óxidos ( y de cualquier compuesto), hay que tomar en consideración a los electrones de valencia. Esto se puede lograr trabajando con las representaciones de Lewis. Por ejemplo: para establecer la formula del óxido de potasio: el potasio pertenece al grupo I y por lo tanto su símbolo de Lewis será K, en tanto que el del oxigeno del grupo 6 (16), tendrá la representación O, al oxigeno le faltan dos electrones para completar su octeto y el potasio solo puede aportar uno y por lo tanto se necesitan 2 potasios para completar el octeto del oxigeno. K2O = K2

+O2-

En compuestos más complejos se puede recurrir al intercambio de números de valencia para poner los subíndices a la formula; por ejemplo para el óxido de fierro (III) Fe+3 O-2 cruzamos valencias y queda Fe2O3 . OXIDOS ACIDOS Son óxidos covalentes y resultan de la reacción del oxigeno con un no metal, también denominados anhídridos por algunos autores. 2 Br2 + 5O2 → 2 Br2O5 S + O2 → SO2 Se les denomina óxidos ácidos porque al reaccionar con el agua forman ácidos. Pueden ser gases, líquidos o sólidos con bajo punto de fusión. Los más ácidos son aquellos en los que el no metal esta en un estado de oxidación alto. Cuando el estado de oxidación es igual la acidez aumenta con la electronegatividad del no metal, por ejemplo: en SO2 y SeO2 , el estado de oxidación de ambos es +4, pero el SO2 es más ácido porque el azufre es más electronegativo.

SO2 + H2O → H2SO4 Otros ejemplos serian CO2, SO3, NO2

OXIDOS ANFOTEROS Resultan de la reacción de algunos metales de transición con el oxigeno, o con algunos metales que están cerca de la diagonal que divide a los metales de los no metales. Se les llama Anfóteros porque se pueden comportar como ácidos o como básicos.

El manganeso presenta este comportamiento: en el estado de oxidación más bajo , MnO [ Oxido de manganeso (II)], es un compuesto iónico, insoluble en agua y es básico, pero en el estado de oxidación mas alto ( Mn +7) forma al oxido Mn2O7 que es un líquido verde que se disuelve en agua para dar una solución ácida . Lo mismo ocurre con el cromo

NOMENCLATURA DE OXIDOS Existen varias formas de nombrar a los óxidos. Una nomenclatura ya casi en desuso es la siguiente: * Se dice la palabra "Oxido", la preposición "de" y el nombre del catión, si se trata de metales con una sola valencia, como son los metales alcalinos y los alcalino térreos. K2O = Oxido de potasio CaO = Oxido de calcio. Cuando el catión es un metal con dos valencias se nombra igual pero al nombre del catión se le da la terminación "OSO", cuando se trata de la menor valencia, o "ICO", cuando se trata de la mayor valencia. FeO = Oxido ferroso Fe2 O3 = Oxido férrico Cu2O = Oxido cuproso CuO = Oxido cúprico. A esta nomenclatura se le denomina Trivial o Tradicional. Otra nomenclatura antes avalada por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) es la nomenclatura de Stock, la cual utiliza la palabra

"Oxido", la preposición "de" y el nombre del catión con su estado de oxidación en números romanos y entre paréntesis. FeO = Oxido de fierro (II) Fe2 O3 = Oxido de fierro (III) CO2 = Oxido de carbono (IV) V2O5 = Oxido de vanadio (V) Sin embargo esta nomenclatura se presta a confusiones por la existencia de compuestos que se nombran igual: NO2 = Oxido de nitrógeno (IV). N2O4 = Oxido de nitrógeno (IV). Debido a esto IUPAC ha emitido una nueva nomenclatura denominada Nomenclatura estequiométrica en la que virtualmente se lee la formula: P2O5 = Pentoxido de difosforo NO2 = Dióxido de nitrógeno N2O4 = Tetraoxido de dinitrógeno. K2O = Monóxido de potasio V2O5 = Pentoxido de divanadio.

Valencia de algunos metales: Grupo I Li+1 Grupo II Mg+2 Grupo III Al+3 Grupo IV Sn+2,+4 Na+1 Ca+2 Bi+3 Pb+2,+1 K+1 Sr+2

Ba+2 Ra+2 Elementos de transición :

Cr+2,+3 IB Cu+1,+2 IIB Zn+2 Mn+2,+3 Ag+1 Cd+2

Fe+2,+3 Au+1,+3 Hg+2,+1 Co+2,+3 Ni+2,+3 Pt+2,+4 3.1.2 HIDROXIDOS Son compuestos de formula general M(OH)m, donde M es un metal en tanto que "m" es la valencia o estado de oxidación del metal. Son compuestos ternarios que constan de tres tipos diferentes de elementos. El ión característico de los hidróxidos es el OH-, el cual recibe el nombre de hidroxilo ú Oxidrilo y es liberado al disociarse el compuesto, es decir, en la disociación la unión que se rompe es la que existe entre el metal y el oxigeno. Este ión es el responsable de las propiedades básicas de sus soluciones como son el sabor a lejía y el vire del tornasol rojo a azul. El único catión no metálico de los hidróxidos es el amonio (NH4

+ ). El escribir –OH- es un incongruencia con las reglas de IUPAC ya que el elemento mas electronegativo es el oxigeno y el hidrogeno debería escribirse a la izquierda pero se acepta por escribirse tradicionalmente de esta manera.

Los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles en agua y son los más básicos. Los de los metales alcalinos térreos son menos solubles y menos básicos, en tanto que los de los metales de transición son insolubles. Algunos de los hidróxidos (comúnmente de los metales alcalinos), se obtienen de la reacción de un óxido básico con el agua. Na2O + H2O → 2 NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2 Pero no todos los hidróxidos se obtienen así. Solo los metales alcalinos y algunos alcalino térreos (los más metálicos ) forman los hidróxidos directamente al reaccionar con el agua. Pero para obtener los hidróxido de la mayoría de los metales se tendrá que proceder por medio de la reacción de la sal haloidea del metal con un hidróxido alcalino soluble.

FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaCl BaCl2 + 2 KOH → Ba(OH)2 + 2 KCl

NOMENCLATURA Existen los tres tipos de nomenclaturas para los hidróxidos. *En la tradicional se utiliza la palabra "Hidróxido", la preposición "de" y el nombre del catión, cuando este tienen una sola valencia. Para los hidróxidos de cationes con dos valencias se utiliza la terminación "oso" e "ico". NaOH = Hidróxido de sodio Al(OH)3 = Hidróxido de aluminio Fe(OH)2 = Hidróxido ferroso Fe(OH)3 = Hidróxido férrico. En la nomenclatura que aun acepta IUPAC (nomenclatura de Stock) se dice la palabra "Hidróxido", la preposición "de" y el nombre del catión seguido de su estado de oxidación en números romanos y entre paréntesis. CuOH =Hidróxido de cobre (I) Cu(OH)2 = Hidróxido de cobre (II) Fe(OH)3 = Hidróxido de fierro (III) La IUPAC también aquí utiliza la nomenclatura estequiométrica: Cu(OH)2 se nombraría como Dihidroxido de cobre Fe(OH)3 se nombraría como Trihidroxido de fierro Algunos hidróxidos tienen nombres vulgares que han sobrevivido al paso de los años como es el caso de la sosa, NaOH. 3.1.3 ACIDOS Los ácidos son compuestos binarios o ternarios cuya característica es de que en solución producen iones H+ (mas correctamente H3O+), es decir, los hidrógenos presentes pueden ser sustituidos total o parcialmente por metales para formar sales.

Este catión es el característico de los ácidos y confiere a sus soluciones un sabor ocre y hace virar al tornasol azul al rojo. Los ácidos en presencia del Zn desprenden H2 . Algunos de los ácidos se obtienen de la reacción de un óxido ácido con el agua. La nomenclatura de los ácidos es en base al anión que acompaña al H+.

De acuerdo a su composición los ácidos se dividen en: -Hidrácidos: Ácidos que tienen aniones sin oxigeno. -Oxácidos u oxiacidos: Ácidos que tienen aniones con oxigeno. HIDRACIDOS Son ácidos en los que el H+ esta acompañado de un anión proveniente de los grupos VI (anfígenos) o VII (halógenos). A diferencia de los hidruros en los que el hidrogeno tiene estado de oxidación de -1, en los hidrácidos el hidrogeno presente estará en estado de oxidación de +1. Los aniones de este tipo de compuestos trabajan con estados de oxidación o valencias fijas, -2 para los del grupo VI (16) y -1 para los del grupo VII de los halógenos (17). VI S -2 VII F- Te-2 Cl- Se-2 Br- I- NOMENCLATURA Se dice la palabra "ácido", seguido del nombre del anión al que se le da le terminación "HIDRICO". Esta terminación excluye al oxigeno. Para escribir sus formulas se escribe el nombre del catión seguido del símbolo del anión. Si tienen cargas diferentes, estas se entrecruzan y se escriben como subíndices. HCl = Ácido clorhídrico. HI = Ácido Yodhídrico o Iodhidrico. H2Te = Ácido Telurhidrico. H2Se = Ácido Selenhidrico. OXACIDOS u OXOACIDOS Estos contienen oxigeno en su estructura y generalmente provienen de un oxido no metálico al reaccionar con el agua. CO2 + H2O → H2CO3 SO2 + H2O → H2SO3 (lluvia ácida). Cl2O7 + H2O → 2 HCLO4 Los más comunes de estos compuestos tienen uno o mas enlaces -OH y son solubles en agua, pero a diferencia de las bases, que también tienen -OH, sus soluciones liberan iones H+ , en vez de OH- . Esa es la razón de su comportamiento como ácidos y no como bases. La razón de lo anterior es de que en las bases el OH esta unido a un metal de muy baja electronegatividad, por lo que la unión del oxigeno con el metal se torna iónico. En los ácidos por el contrario, el oxigeno esta unido a un átomo central de electronegatividad cercana a 2.0 o mayor, por lo que este es covalente y es más fácil que se rompa el enlace oxigeno- hidrógeno que oxigeno-átomo central.

La acidez se incrementa con la electronegatividad del átomo central. Si este forma diferentes ácidos, el de mayor acidez será aquel en el que se encuentre el mayor estado de oxidación; por ejemplo: HClO es menos ácido que el HClO4 . NOMECLATURA Existen dos tipos de nomenclaturas para estos ácidos; la trivial o vulgar y la sistémica o IUPAC. "TRIVIAL": en esta se utilizan prefijos y terminaciones (sufijos) para los átomos centrales de acuerdo a su estado o número de oxidación. Número de Oxidación Prefijo y terminación 1 y 2 Hipo oso 3 y 4 oso 5 y 6 ico 7 Per ico Principales aniones con oxigeno: Prefijo y terminación I y II.- ClO- (igual para Br y I) Hipo – oso SO2

-2 (igual para Se y Te) Hipo - oso III y IV.- ClO2

- (igual para Br y I) - oso SO3

-2 (igual para Se, Te) - oso PO3

-3 (igual para As, Sb) - oso NO2

- - oso V y VI.- ClO3

- (igual para Br, I) - ico SO4

-2 (igual para Se, Te) - ico PO4

-3 (igual para As, Sb) - ico NO3

- - ico VII.- ClO4

- (igual para Br, I) Per – ico Los acidos de carbono (IV) y B (III) se les da la terminación ico ya que este es su nombre tradicional:

CO3-2 (igual para Si) - ico

BO3-3 - ico

Para dar el nombre se utiliza la palabra "Ácido", seguido del nombre del átomo central con el prefijo y/ó la terminación correspondiente a su estado de oxidación. Para escribir la formula se escribe el nombre del catión y luego el anión oxigenado, si las cargas de ambos son diferentes, estas se cruzan y se escriben como

subíndices. Para saber el estado de oxidación del átomo central de un ácido con formula general HpMOq, se realiza la siguiente operación 2q -p. Ejemplos: HBrO: estado de oxidación del átomo central = (2 x 1)-1= 1; por lo tanto se usan el prefijo hipo y la terminación oso que daría el nombre: Ácido Hipobromoso. H3PO4 Ácido fosfórico H2SO3 Ácido sulfuroso HIO4 Ácido peryodico SISTEMICA O IUPAC: El nombre se forma con la palabra "Ácido", la raíz griega del número de oxígenos por molécula , seguido de la partícula "Oxo" y el nombre del elemento central terminado en "Ico" para concluir con el estado de oxidación de este encerrado entre paréntesis. H2SO4 Ácido tetraoxo sulfúrico (VI) HClO3 Ácido trioxoclorico (V) HBrO4 Ácido tetraoxo brómico (VII) H2TeO3 Ácido trioxo telúrico (IV) 3.1.4 SALES Las sales son compuestos que están formados por un catión metálico y un anión que es no metálico. Regularmente provienen de la reacción de un ácido con una base. Ácido + base → Sal + agua. Se clasifican en: - Sales Haloideas sencillas dobles Ácidas Básicas - Oxisales o sales sencillas Anfígenas dobles Ácidas Básicas Las sales son compuestos iónicos que se forman por sustitución de uno o más hidrógenos de un ácido por un ión positivo diferente, casi siempre un metal, excepción hecha del ion amonio (NH4

+), que también puede formar parte de estas. Por ejemplo si sustituimos al hidrógeno del HCl, por sodio, nos dará cloruro de sodio, NaCl. La mayor parte de las sales son electrolitos fuertes (se disocian en solución generando iones), con excepción de algunas de metales pesados, como en el HgCl2 y el Pb (C2H3O2 ) que son electrolitos débiles y se disocian poco. Las sales también se pueden obtener por reacción directa de metales con no metales:

2 Al(s) + 3 Br2 (l) → 2Al Br3 (s )

SALES HALOIDEAS Estas sales no contienen oxigeno en su composición, están compuestos de cualquier anión sin oxigeno (F-, Cl- , Br-, I-, S-2, Se-2, Te-2) con un catión metálico ó NH4

+ . NOMENCLATURA Se nombra al anión no metálico seguido de la terminación "URO", la preposición "de" y el nombre del catión. En la nomenclatura trivial, cuando el catión tiene dos valencias se utiliza las terminaciones "oso" e "ico", para la menor y la mayor respectivamente. En la sistémica o IUPAC y en la de Stock, Se nombra al anión con la terminación uro, se da la preposición “de” y el nombre del catión, especificando el estado de oxidación del catión con números romanos y entre paréntesis. Ejemplo: NaF Fluoruro de sodio Fe Cl3 Cloruro férrico o cloruro de fierro (III) Fe Cl2 Cloruro ferroso o cloruro de fierro (II) Al escribir las formulas, se escribe el símbolo del catión seguido de el del anión y si estos presentan cargas diferentes, estás se entrecruzan y se escriben como subíndices. La terminación "URO" excluye al oxigeno. OXISALES También denominadas "Sales Anfígenas", son las que contienen un anión con oxigeno y uno o dos cationes metálicos. Los aniones son los mismos de los oxácidos, pero se cambien las terminaciones "oso" por "ito" e "ico" por "ato". En estás sales el hidrógeno del oxigeno se cambia por iones metálicos. NOMENCLATURA También existen las tres nomenclaturas , la trivial, la Stock y la sistémica. En la trivial o tradicional se nombra al anión con las terminaciones "ITO" y "ATO", de acuerdo a lo anteriormente expuesto, seguido de la preposición "de" y el nombre del catión. Si el catión puede presentar dos estados de oxidación se utilizan las terminaciones "oso" e "ico", al nombrar a este, o se da en números romanos entre paréntesis cuando se utiliza la Stock. Al escribir las formulas si las cargas del anión y catión no son iguales se entrecruzan. Ejemplo: KClO Hipoclorito de potasio Fe SeO4 Seleniato ferroso o seleniato de fierro (II) Cu2IO4 Peryodato cuproso o peryodato de cobre(I) LiBrO Hipobromito de litio.

En la sistémica o IUPAC, el anión se nombra como oxoanion (con la terminación ATO) seguido de la preposición "de" y el nombre del catión, poniendo su estado de oxidación con números romanos entre paréntesis, cuando proceda. Ejemplo: Cu3AsO4 Tetraoxo arseniato (V) de cobre(I) Na2CO3 Trioxo carbonato (IV) de sodio FeSO3 Trioxo sulfato (IV) de fierro (II) SALES DOBLES Son sales con dos cationes metálicos y pueden ser sales haloideas u oxosales. En estas la suma de las cargas de los cationes debe ser igual a la carga del (o los) aniones presentes. NOMENCLATURA Se forman con el nombre del anión y los nombres de cada uno de los cationes presentes. Para nombrar a los cationes , se cita primero al que está más a la izquierda en la tabla periódica. Si ambos son del mismo grupo, se nombra primero al que está más alto en el grupo. Cuando aparece el amonio este siempre se nombra primero. En la trivial se usan las terminaciones oso e ico para cationes con dos valencias. En la de Stock se dan los estados de oxidación entre paréntesis. NH4

+ Fe (SO4)2 Sulfato de amonio y fierro (III) KCuAsO3 Arsenito de potasio y cobre (II) KCu(AsO3)2 Arseniato de potasio y cobre (I) CaCo (CO3)2 Carbonato de calcio y cobalto (II). En realidad debería de llamarse carbonito de calcio y potasio pero al H2CO3 se le denomina acido carbonico por tradición. Una nomenclatura trivial utilizaba la palabra doble entre el nombre del anión y los de los cationes pero ya esta en desuso. NaKSO4 Sulfato doble de sodio y potasio. SALES ACIDAS Estás sales son el resultado de la neutralización parcial de un ácido. En estás se mantienen algunos átomos de hidrógeno unidos al anión y estos son ionizables. Es decir estas sales tienen hidrogeno y pueden cederlo en determinadas condiciones. Para que un ácido forme sales ácidas debe tener en su formula más de un átomo de hidrógeno ionizable. NOMENCLATURA Existen dos nomenclaturas triviales, la de Stock y la nomenclatura sistémica, para nombrar a estás sales.

"TRIVIALES": Se nombra intercalando la palabra "ácido" entre el nombre de la sal y el catión o anteponiendo el prefijo "bi", al nombre del anión. Para nombrar al catión , en el caso de los metales con dos valencias, se utilizan las terminaciones "oso" e "ico", o se pone el estado de oxidación con números romanos y entre paréntesis cuando se utiliza la de Stock. NaHCO3 Carbonato ácido de sodio o Bicarbonato de sodio CuHSO3 Sulfito acido cuproso, Sulfito ácido de cobre (I) o bisulfito cuproso KH2PO4 Fosfato diácido de potasio. "IUPAC": Se dice la palabra hidrogeno y enseguida se indica con un prefijo griego el número de átomos de oxigeno que contiene el anión , y el nombre del anión ( con el estado de oxidación del átomo central entre paréntesis) y finalmente el nombre del catión con su estado de oxidación entre paréntesis, cuando proceda. NaHSO4 Hidrogeno tetraoxo sulfato (VI) de sodio. CuH2PO4 Dihidrogeno tetraoxofosfato (V) de cobre (I). En las sales ácidas provenientes de hidrácidos se utiliza a terminación uro en el nombre del anión y el resto igual que en las oxosales NaHS Hidrógeno sulfuro de sodio Fe(HSe)2 Hidrógeno seleniuro de fierro (II). SALES BASICAS Son sales que contienen al anión OH-, pueden ser oxisales o sales haloideas. Estás se forman cuando reacciona un ácido con un exceso de base. NOMENCLATURA Hay dos nomenclaturas triviales para estás sales . En una se intercala la palabra "básico" entre el nombre del anión y del catión. En la otra se coloca el prefijo "SUB" al nombre correspondiente a la sal neutra (ya en franco desuso). Zn(OH) Cl Cloruro mono básico de zinc ó subcloruro de zinc. [Cu(OH)]2CO3 Carbonato mono básico de cobre (II) ó subcarbonato de cobre (II) Ca(OH)NO3 Nitrato mono básico de calcio ó subnitrato de calcio En la nomenclatura IUPAC, se da el nombre del anión, la raíz latina del número de cationes básicos presentes como uni, bis, tris, etc, la palabra Hidroxi y el nombre del metal. Uni se puede omitir. Ejemplo: Zn (OH) Cl Cloruro de hidróxizinc Ca (OH)NO3 Nitrato de hidroxicalcio o trioxonitrato (V) de hidroxicalcio [Ca(OH)]2SO4 Sulfato bis Hidróxi calcio o tetraoxosulfato (VI) de bis hidroxicobre [Cu (OH)]2CO3 Carbonato bis hidróxi cobre o trioxocarbonato de bis hidroxicobre [Ni (OH)]3AsO4 Arseniato tris Hidroxiniquel o tetraoxo arsenato (V) de tris hidroxiniquel

3.1.5 HIDRUROS Son compuestos binarios que resultan de la combinación (reacción) de un elemento con el hidrógeno. Generalmente se obtienen por reacción directa entre los elementos. Hay tres tipos básicos de hidruros: a) Hidruros metálicos b) Hidruros Moleculares c) Hidruros no convencionales. La formula general de los hidruros es EHy, donde "y" es el número de átomos de hidrogeno que hacen falta para completar los octetos de todos los átomos en la molécula. Los hidruros metálicos son aquellos en los que "E" es un metal. En estos al ocurrir una ionización, los electrones externos de "E" pasaran o serán cedidos al hidrógeno, el cual adquirirá carga negativa y configuración de Helio H- : Así el hidruro de calcio será:

H:Ca:H ó Ca H2 siendo esta una estructura ionizable. Todos los elementos menos electronegativos que el hidrogeno (hasta el grupo periódico 14 o IV A) forman este tipo de hidruros y actuaran con estado de oxidación formal positivo. Son muy ionizables, sobre todo los de metales alcalinos y alcalino térreos. NOMENCLATURA Los hidruros metálicos se nombran con la palabra "hidruro", la preposición "de" y el nombre del elemento metálico y su estado de oxidación entre paréntesis. Ejemplo: Ca H2 Hidruro de calcio LiH Hidruro de litio CsH2 Hidruro de cesio Hg H2 Hidruro de mercurio (II), Hidruro mercúrico, dihidruro de mercurio GaH3 Hidruro de galio (III), trihidruro de galio Cuando el metal tiene un solo estado de oxidación se puede omitir su estado de oxidación entre paréntesis. Los hidruros moleculares es cuando "E" es un no metal y no son ionizables sino covalentes. En caso de una ruptura de la interacción entre el hidrogeno y el otro elemento será el hidrógeno quien cederá su electrón al átomo "E" para que este complete su octeto, quedando el hidrógeno con carga formal positiva y el elemento "E" quedara con carga formal negativa. NOMENCLATURA En este caso se da el nombre del anión terminado en "URO", la preposición "de" y la palabra hidrógeno. H : S : H = H2S sulfuro de hidrogeno. H I = Yoduro de hidrogeno

Estos en realidad son los denominados Hidrácidos. Entre los hidruros no convencionales hay varios casos: a) Los hidruros no estequiométricos; son aquellos en los que el hidrogeno reacciona

con algunos metales de los bloques "d" y "f" (Transición y transición interna). En

estos casos el hidrogeno, más que reaccionar se disuelve en la red del metal, quedando incluido. En estos casos la relación estequiométrica entre el hidrogeno y el metal no da números enteros. Por ejemplo: el hidruro de titanio se esperaría una relación T: H, pero en realidad lo que se obtiene es T:H1.7 , la formula del hidruro de zirconio es Zr H1.9. A estos también se les denomina Hidruros intersticiales.

b) Con algunos elementos que tienen a encadenarse consigo mismo producen moléculas con formulas En HxnEn. Esto ocurre en compuestos donde "E" es carbono, silicio , nitrógeno y azufre. Ejemplo: Hidruros de carbono CH3 - CH3 etano Silanos Si2H6 disilano Con nitrógeno N2H4 hidracina Sulfanos H2S3 trisulfano. c) Algunos hidruros tienen nombres especiales como es el caso del agua, amoniaco (NH3), fosfina (PH3), arsina (AsH3), borano (BH3), estibina (SbH3), metano (CH4) y silano (SiH4). 3.3 Clasificación de las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos Materia: Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. Masa: Medida de la cantidad de materia. Elemento: Sustancia sencilla que compone a la materia. Símbolo Químico: Letras con que se designa a los elementos. Compuesto: Sustancia formada por dos o más elementos en proporciones fijas, y que puede descomponerse químicamente en otros elementos. Molécula: Partícula formada por dos o más átomos unidos principalmente por enlaces covalentes. Reacción Química: Proceso mediante el cual una sustancia se transforma en otra químicamente diferente ya sea por reordenamiento, combinación o separación de átomos. Ejemplo: el H2 arde en el aire y se convierte en agua. Para representar las reacciones químicas se utilizan las "ecuaciones químicas", por ejemplo: En la reacción del hidrógeno con el oxigeno la podríamos representar: 2H2 + O2 → 2 H2O El signo "+" indica "reacciona con" y la flecha indica "para producir". Las sustancias a la izquierda de la flecha se denominan "Reactivos" y las que aparecen a la derecha se denominan "Productos". Los números antes de la formula de cada sustancia se denominan " Coeficientes". Los subíndices en cada formula indican el numero de átomos de cada

tipo que hay en esa sustancia. Existen diferentes tipos de reacciones químicas, las cuales dependen de los reactivos o materiales a utilizar. 3.3.1 Con base en cambios químicos 3.3.1.1 Síntesis

Dos o más sustancias reaccionan para formar un nuevo producto. Es una reacción en la que se obtiene un producto en función de los reactivos utilizados. Puede ser que se haga una modificación de un reactivos o la combinación de sustancias diferentes. Ejemplo: 2 Mg(s) + O(g) → 2 Mg O N2 + 3H2 → 2NH3 2H2 + O2 → 2H2O 3S + 2Fe → Fe2S3 3.3.1.2 Reacción de descomposición

Una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias. Ejemplo: Ca CO3(s) → CaO(s) + CO2 (g)

Pb CO3 (s) → PbO(s) + CO2 (g) 2KClO3 + catalizador → 2KCl + 3 O2 2HgO + calor → 2 Hg(s) + O2 3.3.1.3 Sustitución simple Un átomo o grupo de átomos, sustituye a otro átomo o grupo de átomos. Ejemplo: Cu + 2AgNO3 → Cu (NO3 ) + 2Ag° [Cu (NH3)4 ]+2 + 4H2O + 4H+ → Cu (H2O)4 ]+2 + 4NH4

+ Al2O3 + Cr → AlCrO3 + Al Rubí " + Mg → MgAlO3 + Al Amatista " + He → HeAlO3 + Al Topacio " +Ti + Co → Ti Co Al O3 + Al Zafiro 3.3.1.4 Doble sustitución En estas reacciones también denominadas de doble desplazamiento o de metátesis (del griego = trasposición) los iones positivos y negativos intercambian parejas o se intercambian entre si:

AX + BY → AY + BX

AgNO3 ac + KClac → AgCl(s) + KNO3 (ac)

HCl(ac) + NaHCO3 (ac) → NaCl(ac) + H2CO3(ac)

3.3.1.5 Reacciones de Neutralización Es la que ocurre cuando reaccionan un ácido y una base. El producto no tiene

las propiedades características ni de las soluciones ácidas, ni de las básicas y difieren mucho en sus propiedades químicas, estas reacciones generan agua y una sal.

HCl + NaOH → NaCl + H2O ácido base sal 3.3.1.6 Reacciones de óxidos de reducción: estas reacciones, también llamadas Redox, son aquellas en las que cambia el estado de oxidación de una o más sustancias. Zn(s) + 2H+ → Zn(ac)

+2 + H2 Para saber si una reacción es de tipo Redox, basta analizar los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción. En el ejemplo anterior, el Zn tiene número de oxidación de cero y pasa o +2 (se oxida porque pierde electrones en tanto que el hidrógeno pasa de +1 a cero, se reduce porque gana electrones). 3.3.2 Con base en aspectos energéticos En todas las reacciones químicas existe un cambio o una variación en la energía de las moléculas. Para evaluar cual es el cambio energético de reactivos y productos lo que se mide es el cambio de entalpia (calor interno a presión constante). Hay reacciones en las que la entalpia de los reactivos es menor que la de los productos y viceversa. 3.3.2.1 Exotérmicas En este tipo de reacciones se trasfiere energía (calor) del sistema hacia los alrededores, por ejemplo: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O(g) ΔH = - 241.8 KJ La energía se mide en Joules o Kilojulios y el signo negativo indica que se libera energía. 3.3.2.2 Endotérmicas En estas reacciones se requiere que se trasfiera al sistema energía desde los alrededores, por ejemplo: H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g) ΔH = + 241.8 KJ Como se observa, la cantidad de energía es la misma que la de la formación del agua, pero el signo positivo indica que la energía pasa de los alrededores hacia el sistema, es decir, se absorbe energía. Los ΔH dependen de las cantidades molares de reactivos y productos, así como del estado físico de los mismos. En virtud de los anterior, al hablar de la entalpia hay que hacerlo en esos términos, por ejemplo especificando si es por mol o por molécula. 3.4 Balanceo de reacciones químicas Al escribir reacciones químicas es necesario balancear las masas y relaciones estequiometricas entre reactivos y productos: siempre debe de aparecer el mismo numero de átomos en los reactivos y los productos. Una ecuación química balanceada

es aquella en la que la ley de la conservación de la materia es obedecida, el numero de átomos de la izquierda de la flecha es igual al numero de átomos de la derecha. Si partimos de una ecuación no balanceada deberemos de insertar coeficientes numéricos frente a reactivos y productos hasta que la ecuación este balanceada.

H2 + I2 HI

H2 + I2 2 HI

Se acostumbre utilizar los números completos mas pequeños posibles, evitando números fraccionarios.

2H2 + 2I2 4HI se simplifica

H2 + I2 2HI EVITAR H2 + ½ O2 H2O

Al balancear una ecuación jamás se deben tocar los subíndices que indican la proporción de átomos dentro del compuesto, ya que esto cambia la identidad de la sustancia y la naturaleza de la reacción química.

H2 + I2 H2I2

Existen muchos métodos para balancear ecuaciones químicas, los cuales dependen de la naturaleza de la ecuación.

Una gran cantidad de ecuaciones químicas pueden ser balanceadas por medio del método conocido como “método del tanteo o de inspección”. Este método consiste en inspeccionar el numero de átomos de cada elemento (uno por uno a la vez) en ambos lados de la ecuación y poner los coeficientes indicados frente a cada formula molecular para ajustar la cantidad de átomos mediante ensayo y error.

N2 + H2 NH3 no balanceada

Empezamos balanceando el nitrógeno: hay dos átomos del mismo a la izquierda por lo que debe haber también dos a la derecha:

N2 + H2 2 NH3

Ahora se balancea el hidrogeno: del lado derecho hay 3 átomos de hidrógeno por cada NH3 y como son 2 moléculas, entonces tenemos 6 hidrógenos, mientras que del lado izquierdo únicamente existen 2 por lo que ponemos un coeficiente 3 (3x2=6) frente al H2 y la ecuación queda balanceada.

N2 + 3 H2 2 NH3 Ejercicios Balancear por inspección las siguientes ecuaciones: 1. CH4 + O2 CO2 + H2O

2. CaH2 + H2O Ca (OH)2 + H2 3. C6H12O6 + O2 CO2 + H2O 4. HCl + Na2CO3 NaCl + CO2 + H2O

En ocasiones el método del tanteo no se puede utilizar de manera tan fácil sobre todo cuando se tienen ecuaciones complejas las cuales requerirían una gran cantidad de tiempo. Para esos casos, si la reacción es de tipo de redox, es decir, si hay cambios en los estados de oxidación de algunos de los elementos o iones participantes, se pueden utilizar métodos de balanceo denominados “ métodos redox” los cuales aplican un sistema o serie de pasos para hacer el balanceo.

Los principales son el denominado del numero de oxidación, que se utiliza en reacciones moleculares, y el otro, cuando se tienen sustancias iónicas, es el denominado del ion electrón. Estos métodos están basados en la trasferencia de electrones entre los agentes oxidante y reductor y la diferencia entre uno y otro es la forma como manejan los iones. 3.4.1 Por el método redox (cambio en el numero de oxidación) En una reacción redox hay una trasferencia de electrones entre un agente oxidante y un agente reductor. El oxidante se reduce y el reductor se oxida. El numero de electrones de la oxidación y de la reducción debe ser el mismo.

En estas reacciones hay un cambio neto en el numero de oxidación de las especies. Un elemento se oxida cuando su numero de oxidación aumenta (mas positivo) y se reduce cuando su numero de oxidación disminuye (se hace mas negativo o menos positivo). Para balancear por el método redox anteriormente se hacia únicamente a través del balanceo de los electrones donados y aceptados pero también se puede realizar siguiendo una serie de pasos sencillos. Para ejemplificar y explicar el método utilicemos la siguiente reacción:

Al(s) + Cu+2(ac) → Al+3

(ac) + Cu(s)

Paso 1: Asegurarse que la reacción es redox. Identificar a los agentes oxidante y reductor. En el ejemplo, el Cu+2 es el oxidante y el Al es el reductor. La reacción si es de tipo redox porque el aluminio cambia de numero de oxidación 0 a +3, en tanto que el cobre va de +2 a 0. Paso 2: Separar las semireacciones: Reducción Cu+2

(ac) → Cu(s) Oxidación Al (s) → Al+3

(ac) Paso 3: Balancear la masa de cada semireaccion. En este caso las masas ya están balanceadas. Paso 4: Balancear las cargas utilizando electrones los cuales se agregan al lado mas positivo:

Reducción 2 e- + Cu+2(ac) → Cu(s)

Oxidación Al (s) → Al+3(ac) + 3 e-

Paso 5: Multiplicar cada semireaccion por los factores adecuados. En este caso se cruza el numero de electrones que necesita el oxidante por los que desprende el reductor: Reducción 3 [2 e- + Cu+2

(ac) → Cu(s)] Oxidación 2 [Al (s) → Al+3

(ac) + 3 e- ] Paso 6: Sumar las semireacciones Reducción 6 e- + 3 Cu+2

(ac) → 3 Cu(s) Oxidación 2 Al (s) → 2 Al+3

(ac) + 6 e- ____________________________________ 2 Al(s) + 3 Cu+2

(ac) → 2 Al+3(ac) + 3 Cu(s)

Paso 7: Simplificar eliminando, cuando se requiera, productos y reactivos que aparezcan en ambos lados. Asegurarse del balance de masa y carga. 3.4.2 Por el método del ion electrón El método utiliza cargas iónicas y electrones para balancear ecuaciones redox iónicas. Los números de oxidación no se utilizan de manera formal aunque hay que determinar que se esta oxidando y que reduciendo. Este método también es denominado como método de las semireacciones.

En este tipo de reacciones redox también se deben balancear las cargas. La suma de las mismas en los reactivos debe ser igual a la suma en los productos, es decir, en la ecuación balanceada la carga neta también debe ser la misma a ambos lados de la ecuación. Lo anterior garantiza que los electrones producidos en la oxidación sea el mismo de los consumidos en la reducción.

Muchas reacciones redox ocurren a pH especifico, ya sea acido o básico, por lo que en las ecuaciones aparecerán el agua (H2O), H+ y OH-. En estas reacciones, comúnmente participan oxianiones u oxicationes como el SO4

-2, NO3-, ClO-, CrO4

-2 y MnO4

-. Cuando la reacción es en medio acido se utiliza al par H2O/ H+ para el balanceo y, cuando el pH de la solución es básico se utiliza al par H2O/ OH-. Nunca utilizar otro tipo de átomos o iones. Balanceo en medio acido Ejemplo: VO2

+ (ac) + Zn(s) → VO+2

(ac) + Zn+2(ac)

1. La reacción es redox porque el vanadio va de +5 a +4 y el zinc va de 0 a +2 2. Separar semireacciones: Oxidación Zn(s) → Zn+2

(ac) Reducción VO2

+(ac) → VO+2

(ac) 3. Balancear masas:

Zn(s) → Zn+2(ac) balanceada en masa

VO2+

(ac) → VO+2(ac) el vanadio balanceado pero

el oxigeno no, por lo que hay que agregar agua donde este falta: VO2

+(ac) → VO+2

(ac) + H2O(l) Ahora sobran hidrógenos, por lo que se agregan del otro lado: 2 H+ + VO2+

(ac) → VO+2(ac) + H2O(l)

4. Balancear cargas utilizando electrones: Zn(s) → Zn+2

(ac) + 2 e- En el caso de la semireaccion del vanadio, hay tres cargas positivas del lado izquierdo y dos en el derecho por lo que con un electrón podemos balancear el lado izquierdo 1 e- + 2 H+ + VO2+

(ac) → VO+2(ac) + H2O(l)

5. Multiplicar por los factores adecuados: Zn(s) → Zn+2

(ac) + 2 e- 2 [1 e- + 2 H+ + VO2+

(ac) → VO+2(ac) + H2O(l)]

6. Sumar las semireacciones: Zn(s) → Zn+2

(ac) + 2 e- 2 e- + 4 H+ + 2 VO2+

(ac) → 2 VO+2(ac) + 2 H2O(l)

Zn(s) + 4 H+(ac) + 2 VO2

+(ac) → Zn+2 + 2 VO+2

(ac) + 2 H2O(l) 7. Simplificar, si es posible, cancelando términos que aparezcan en ambos lados. Asegurarse que el balance de carga y masa esta correcto. Balanceo en medio básico En estos casos se utiliza el par OH-/ H2O, como en el siguiente ejemplo:

Al(s) + H2O(l) → Al (OH)4-(ac) + H2 (g)

1. Reacción redox: el aluminio pasa de 0 a + 3 y el hidrogeno de +1 a 0 2. Separar semireacciones: Oxidación Al(s) → Al(OH)4

- Reducción H2O(l) → H2 (g) 3. Balanceo de masa Al(s) + 4 OH-

(ac) → Al(OH)4-

H2O(l) → H2 (g) + OH-(ac) balancear ahora al hidrogeno

2 H2O(l) → H2 (g) + 2 OH-(ac)

4. Balancear las cargas Al(s) + 4 OH-

(ac) → Al(OH)4- + 3 e-

2 H2O(l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(ac)

5. Balancear ambas semireacciones en relación a las cargas: 2 [Al(s) + 4 OH-

(ac) → Al(OH)4- + 3 e-]

3 [2 H2O(l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(ac)]

6. Sumar las semireacciones: 2 Al(s) + 8 OH-

(ac) → 2 Al(OH)4- + 6 e-

6 H2O(l) + 6 e- → 3 H2 (g) + 6 OH-(ac)

2 Al(ac) + 8 OH-

(ac) + 6 H2O → 2 Al(OH)4- + 3 H2 (g) + 6 OH-

(ac) 7. Simplificar balanceando masa y carga: se pueden cancelar OH- de ambos lados 2 Al(ac) + 2 OH-

(ac) + 6 H2O → 2 Al(OH)4- + 3 H2 (g)

EJERCICIOS DE BALANCEO REDOX Balancear las siguientes ecuaciones en condiciones acidas: A) Ag(s) + NO3

-(ac) ➞ NO2(g) + Ag+

(ac) B) MnO4(ac)

- + HSO3-(ac) ➞ Mn+2

(ac) + SO4-2

(ac) C) Zn(s) + NO3

-(ac) ➞ Zn+2

(ac) + N2O(g) D) Cr(s) + NO3

-(ac) ➞ Cr+3

(ac) + NO(g) E) Cr2O7

2-(ac) + Fe2+

(ac) ➞ Cr3+(ac) + Fe3+

(ac) Balancear las siguientes ecuaciones en medio básico: A) Al(s) + OH-

(ac) ➞ Al(OH)4-(ac) + H2(g)

B) CrO4-2

(ac) + SO32-

(ac) ➞ Cr(OH)3(s) + SO42-

(ac) C) Zn(s) + Cu(OH)2(s) ➞ Zn(OH)4

2-(ac) + Cu(s)

D) HS-(ac) + ClO3

-(ac) ➞ S(s) + Cl-

(ac) Fe(OH)3(s) + Cr(s) ➞ Cr(OH)3(s) + Fe(OH)2(s)