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IED COLEGIO FABIO LOZANO SIMONELLI – SEDE A J.T.“Educación Integral para una mejor calidad de vida”

GUÍA DE REPASOQUÍMICA – GRADO DÉCIMO

ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIALos modelos atómicos establecen que en el átomo se distinguen dos partes: el núcleo y la corteza: El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón. En condiciones normales los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Como se estudiará a continuación, la identidad de un átomo y sus propiedades químicas vienen determinadas por sus partículas subatómicas (número de protones en el núcleo, y número y distribución de los electrones en la corteza, respectivamente).

CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICASA continuación se muestran algunos datos sobre las partículas subatómicas:

De estos datos se puede observar que: Las masas del protón y neutrón son prácticamente idénticas. La masa del electrón es prácticamente despreciable respecto las masas de los

protones y neutrones. Por ello se dice que casi el 100% de la masa del átomo se concentra en el núcleo.

La carga del protón y del electrón son iguales, pero de signo contrario. Como hay el mismo número de protones y de electrones, la carga total del átomo es cero.

El neutrón es una partícula sin carga.

IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS: NÚMEROS ATÓMICO Y MÁSICOLos átomos de los elementos químicos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que es un número fijo para cada elemento. Por tanto, lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo, etc.

El número de protones en el núcleo del átomo de un elemento se denomina número atómico o “Z”. En el sistema periódico el número atómico va aumentando en una unidad al pasar de un elemento al siguiente, lo cual permite ordenar de forma creciente los elementos por el número de protones en su núcleo, y por tanto, por su masa atómica.

Juan Pablo Palencia Quintero


Como los átomos son eléctricamente neutros (presentan el mismo número de protones que de electrones), el número atómico también permite conocer el número de electrones en la corteza del átomo.

A la suma del número de protones y neutrones que forman el núcleo atómico se le llama número másico “A”. Es habitual representar el símbolo de un elemento X cualquiera acompañado de los valores de A y Z, conteniendo así toda la información necesaria para conocer fácilmente el número de protones, electrones y neutrones.



IONES

En situación normal, la materia es neutra, y sus átomos presentan el mismo número de protones que de electrones. Sin embargo, en determinadas circunstancias, los átomos pueden cargarse formando iones. La electrización del átomo puede ser positiva, dando lugar a cationes (iones positivos), o negativa, produciendo aniones (iones negativos).

¿Cómo se forma un ion? En el átomo, los protones están muy fuertemente ligados al núcleo, mientras que los electrones se encuentran en la parte más externa del átomo, orbitando alrededor del núcleo. Es decir, los átomos pueden ganar o perder electrones con mucha más facilidad. Por tanto, cuando se forma un ion, el número de protones en el núcleo no cambia. Lo único que varía es el número de electrones, que aumenta o disminuye.

Un ion se representa mediante el símbolo del elemento del que procede, con un superíndice a la derecha, que indica la carga que posee mediante un número y su signo (+ o -).

Un superíndice positivo indica el número de electrones perdidos por el átomo, dando lugar a un ion con la carga positiva indicada.

Un superíndice negativo indica el número de electrones ganados por el átomo al formar el ion negativo correspondiente.

Ejemplos:

Ca2+ ion calcio (átomo de calcio que ha perdido 2 electrones, cargándose positivamente).As3- ion arseniuro (átomo de arsénico que ha ganado 3 electrones, cargándose negativamente).Br - ion bromuro.Li+ ion litio.



CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICALas propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución de los electrones en la corteza. Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:

El modelo atómico de Bohr y posteriores establecen que los electrones de la corteza se localizan en capas o niveles de energía. Estos niveles de energía se numeran del 1 al 7 por orden creciente de la energía que tienen los electrones en dicho nivel, y por distancia al núcleo del átomo. El nivel 1 es el más interno y menos energético.El nivel 7 es el más externo, y más energético.

Cada uno de estos niveles puede contener a su vez varios subniveles energéticos que se designan con las letras s, p, d y f. Cada nivel energético dispone sólo de algunos de estos subniveles, tal y como se muestra en la tabla:

La distribución de los electrones de un átomo en estos niveles y subniveles es lo que se conoce como configuración electrónica, y sigue una serie de reglas básicas:

Cada subnivel puede alojar un número máximo de electrones: el subnivel s puede tener un máximo de 2 electrones, en el subnivel p caben 6, en el subnivel d caben 10, y en el subnivel f caben 14.

Esto se debe a que en cada orbital cabe un máximo de dos electrones y los subniveles s, p, d y f contienen 1, 3, 5 y 7 orbitales respectivamente.

Los electrones se van distribuyendo entre los distintos subniveles, tendiendo a ocupar preferentemente los subniveles de menor energía (más estables), y después los subniveles con más energía (menos estables). Un subnivel sólo puede empezar a ocuparse cuando el subnivel inmediatamente inferior ya está completo. El orden de llenado de los subniveles viene determinado por el diagrama de Möeller:

La configuración electrónica de los átomos es de suma importancia, ya que determina las propiedades químicas de un elemento. Especial relevancia tiene el número de electrones de valencia, que es el número de electrones que hay en el último nivel ocupado (capa de valencia). Los electrones de



valencia son los electrones más externos del átomo, y por tanto los de mayor energía, y determinarán la capacidad de unión de unos átomos con otros para formar agrupaciones de átomos (moléculas y cristales).

Ejemplo: Configuración electrónica del cloro (Z = 17)

Configuración electrónica del cloro (Z = 17): 1s2 2s22p6 3s23p5.



Actividades “Estructura atómica”

1. Para cada elemento, identifica el nº atómico, nº másico, y nº de protones, neutrones y electrones:

2. Utilizando la tabla periódica, determina nº atómico, nº másico, nº protones, neutrones y electrones de cada uno de los siguientes elementos:

Manganeso (Mn), Níquel (Ni), Berilio (Be), Litio (Li), Boro (B), Galio (Ga), Plomo (Pb), Fósforo (P), Bromo (Br), Argón (Ar), Plutonio (Pu).

3. Utilizando la tabla periódica, determina nº atómico, nº másico, nº protones, neutrones y electrones de cada uno de los siguientes iones de elementos, de frecuente aparición en la naturaleza:

Al3+ (ion aluminio), H− (ion hidruro), Cr2+ (ion cromo II), Cu+ (ion cobre I), As3− (ion arseniuro), Pb4+ (ion plomo IV), K+ (ion potasio), C4− (ion carburo), Mn7+ (ion manganeso VII), He2+ (ion helio o partícula alfa), Br− (ion bromuro)

4. Para cada uno de estos elementos, y ayudándote de la tabla periódica, responde a las siguientes preguntas: Litio (Li), Oxígeno (O), Magnesio (Mg), Potasio (K), Bromo (Br)

a) Número de electrones. b) Configuración electrónica (formato clásico). Ayúdate del diagrama de Möeller. c) Número de electrones de valencia.



5. Iones. Determina nº atómico, nº másico, nº protones, neutrones y electrones de cada uno de los siguientes iones de elementos:

TABLA PERIÓDICA ACTUALLa tabla periódica actual ordena los 118 elementos químicos conocidos por orden creciente de número atómico Z (es decir, por orden creciente de número de protones y, en consecuencia, de número de electrones).

Además, los elementos aparecen distribuidos en filas y columnas: a) Las filas horizontales reciben el nombre de periodos. b) Las columnas verticales se denominan grupos.

Todos los elementos de un mismo grupo poseen unos comportamientos y propiedades químicas similares, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (los electrones de valencia, que son los que normalmente intervienen en los enlaces y reacciones químicas).

Este criterio de ordenación hace que esta tabla sea un instrumento imprescindible para el estudio de la química, dado que muchas propiedades y comportamientos de los elementos químicos están estrechamente ligadas a su posición en el sistema periódico.

TIPOS DE ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICASe pueden distinguir 4 conjuntos de elementos químicos, según la facilidad que presentan sus átomos para perder o ganar electrones, transformándose en iones:

Metales: Tienen tendencia a transformarse en iones positivos (es decir, a perder electrones). Quedan situados a la izquierda y el centro de la tabla. Presentan propiedades



comunes: son buenos conductores de la electricidad y el calor, son resistentes y duros, tienen altas densidades, y presentan el característico brillo metálico. Son sólidos a temperatura ambiente (menos el mercurio, un líquido).

No metales: Tienen tendencia a transformarse en iones negativos (es decir, a ganar electrones). Se sitúan en el lado superior derecho de la tabla. Son malos conductores de la electricidad y del calor, poco resistentes, y presentan baja densidad. Pueden encontrase en cualquiera de los tres estados: sólido (fósforo), líquido (bromo) o gas (oxígeno).

Semimetales (metaloides): Forman iones positivos, aunque con dificultad. Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y según las circunstancias muestran uno u otro comportamiento. Son sólidos a temperatura ambiente.

Hidrógeno: Aunque se considera un no metal, no tiene características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico. Puede formar tanto iones positivos como iones negativos (puede ceder o ganar un electrón). Se trata de un gas a temperatura ambiente.

Gases inertes (gases nobles): Se trata del Helio, Neón, Argón, Kriptón, Xenón y Radón. Se localizan a la derecha de la tabla periódica. En condiciones normales son inertes: son elementos tan estables por sí mismos que no reaccionan con ningún otro elemento, y no forman iones. Son gases a temperatura ambiente.

PROPIEDADES PERIÓDICAS



Actividad1. Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica muda, en la que las letras no

representan los símbolos de los elementos, indicar si las afirmaciones son verdaderas o falsas. Si la afirmación es falsa, reescríbela para convertirla en verdadera.

a) A y B son elementos no metálicos b) L y E son elementos muy electronegativos.


H

H

O


c) Z pertenece al quinto período d) La electronegatividad de L es menor que la de N e) B es un elemento del segundo grupo f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período g) El elemento L es más no metálico que el elemento A h) P y X presentan la misma distribución de electrones en la capa de valencia. i) Q, R y S son elementos muy reactivos. j) Los átomos de L, M, N, J y K son muy electronegativos. k) Los elementos, L, M y N son gases nobles. l) La electronegatividad de Z es mayor que la de M. m) Los electrones del nivel más externo de B son tres. n) J es un metal.

o) C posee tres electrones en el último nivel ocupado. p) W no conduce la corriente eléctrica en estado sólido. q) La electronegatividad de L es mayor que la de K. r) C es un semimetal. s) P y X son metales. t) A y B son muy poco reactivos. u) L es un elemento muy reactivo. v) L, M y N tienden fuerte tendencia a formar iones negativos. w) A, D y B tienden fuerte tendencia a ganar electrones. x) Los átomos de B y Z presentan configuración ns2. y) Los átomos de J y K presentan configuración ns2p5. z) El elemento L es el sodio.

NOMENCLATURA QUÍMICATodos los días, podemos relacionarnos con las personas que nos rodean, gracias a que utilizamos el mismo idioma o lenguaje. De la misma manera, los químicos, sin importar qué idioma hablen en su lugar de origen, necesitan comunicarse entre sí, de manera muy específica. Para ello, han creado un lenguaje propio.

Fórmulas químicas.Las fórmulas indican la composición molecular de las sustancias, mediante la yuxtaposición de los símbolos de los elementos constituyentes. Para indicar el número de átomos presentes de cada elemento integrante de la molécula, se escribe tal cantidad como un subíndice al lado del correspondiente elemento. Por ejemplo, la fórmula del agua H2O, indica que está constituida por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.Las fórmulas químicas se clasifican en: fórmula empírica, fórmula estructural, fórmula electrónica y fórmula molecular. La fórmula empírica, llamada también fórmula mínima o condensada, indica la

relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presentes en la molécula, sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos. Esta fórmula se puede determinar a partir del porcentaje en peso correspondiente a cada elemento. Por ejemplo, CH2O corresponde a la fórmula empírica o mínima de la glucosa, pero su fórmula molecular es C6H12O6.

La fórmula estructural indica la proporción de átomos y la posición o estructura de la molécula. Por ejemplo, la fórmula para la molécula de agua es:



La fórmula electrónica (Lewis) indica los electrones de cada átomo y la unión o enlace que se presenta. Por ejemplo, la fórmula electrónica del cloruro de sodio es

La fórmula molecular muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula. Es múltiplo de la fórmula empírica, por lo tanto, se puede determinar conociendo el peso molecular del compuesto y el peso de la fórmula mínima. Por ejemplo, si el peso molecular de la glucosa C6H12O6 es 180 g y el peso de la fórmula mínima CH2O es de 30 g, entonces,

n=Pesode lafórmulamolecularPesode la fórmulamínima

=180 g30 g

=6

Como la fórmula mínima es CH2O, al multiplicarla por 6 da como resultado C6H12O6, que es la fórmula molecular.

ValenciaSe denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones. Los electrones de esta capa reciben el nombre de electrones de valencia y determinan la capacidad que tienen los átomos para formar enlaces.

Número de oxidaciónSe conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento, cuando se encuentra en forma de ion. Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones. Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no-metálicos pueden tenerlos positivos o negativos. Similar a lo que ocurre con la valencia, un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación para formar compuestos.

Normas para calcular el número de oxidación en compuestosEn la formulación de un compuesto conviene tener en cuenta las siguientes normas: El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado)

siempre es cero, no importa cuán complicada sea su molécula. Un compuesto siempre está formado por unos elementos que actúan con número de

oxidación positivo y otros con número de oxidación negativo. Al escribir la fórmula del compuesto se coloca primero el o los elementos que actúen

con número de oxidación positivo. En todo compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación de sus

elementos multiplicados por los subíndices correspondientes de los mismos, debe ser igual a cero. Por ejemplo, en la fórmula del óxido de aluminio: Al2O3, el aluminio tiene número de oxidación +3 y el oxígeno -2, de manera que:

2 (+3) + 3 (-2) = 0. Cuando todos los subíndices de una fórmula son múltiplos de un mismo número, se

pueden dividir entre este número, obteniéndose así la fórmula simplificada del compuesto. Por ejemplo, H2N2O6 se debe escribir HNO3.

La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ion debe ser igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion carbonato, (CO3)-2, llamamos X al número de oxidación del carbono. Como el oxígeno actúa con número de



oxidación -2, se debe cumplir que (+X) + 3(-2) = -2, donde X debe ser igual a 4; así, el carbono actúa con +4.

FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONALSe llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamiento comunes. Las funciones químicas se describen a través de la identificación de grupos funcionales que las identifican. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química, sus propiedades principales. En la química inorgánica las funciones más importantes son: óxido, ácido, base y sal. A continuación profundizaremos en cada una de ellas, centrándonos especialmente en los aspectos de nomenclatura de cada una de las funciones.

Función óxidoLos óxidos son compuestos inorgánicos binarios, es decir, constituidos por dos elementos, que resultan de la combinación entre el oxígeno y cualquier otro elemento. Cuando el elemento unido al oxígeno es un metal, el compuesto se llama óxido básico, mientras que si se trata de un no metal, se le denomina óxido ácido. Para nombrar este tipo de compuestos basta recordar las siguientes reglas:

El oxígeno en la gran mayoría de sus compuestos actúa con número de oxidación -2. En todo compuesto la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos

debe ser igual a cero.

Al nombrar o escribir las fórmulas de los óxidos se pueden presentar tres situaciones:

Elementos con un único número de oxidación: se incluyen en esta categoría los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA. En este caso para expresar la fórmula del compuesto basta con escribir los símbolos de los elementos involucrados dejando un espacio entre ellos para anotar los subíndices numéricos que permiten equilibrar el número de cargas positivas y negativas del compuesto de tal manera que se cumpla la segunda regla.

Elementos que presentan dos números de oxidación: en este caso, estos elementos pueden combinarse con el oxígeno para dar lugar a dos tipos de óxidos, con propiedades químicas y físicas propias y que de igual forma reciben nombres y fórmulas distintos. Dentro de la nomenclatura tradicional se emplean sufijos (terminaciones) que permiten diferenciar las dos clases de óxidos. Veamos el siguiente ejemplo:El hierro es un elemento metálico que actúa con dos números de oxidación: +2, +3. Teniendo en cuenta que el número de oxidación del oxígeno es -2, las fórmulas para los respectivos óxidos serán: FeO cuando el número de oxidación es +2 y Fe2O3 cuando el número de oxidación es +3. Nótese que en la primera fórmula la proporción es 1:1, mientras que en la segunda es 2:3. De esta manera las cargas positivas y negativas se equilibran y se cumple la segunda regla. Para diferenciar el primer óxido del segundo se emplea el sufijo oso para el óxido formado con el menor número de oxidación (+2), e ico para el óxido formado con el mayor número de oxidación (+3). Los nombres serán entonces óxido ferroso (FeO) y óxido férrico (Fe2O3).Otro ejemplo puede ser el cobre. Este elemento actúa con los números de oxidación +1 y +2. El procedimiento es el mismo del caso anterior: números de oxidación del



cobre: Cu+1 y Cu+2 y número de oxidación del oxígeno O-2. La fórmula de los óxidos es: Cu2O para el óxido formado cuando el cobre actúa con número de oxidación +1, y CuO cuando el cobre actúa con número de oxidación +2.

Existe otro sistema de nomenclatura denominado stock en el cual se nombra el óxido incluyendo en el nombre el número de oxidación del elemento. Dicho número se escribe dentro de un paréntesis en números romanos. Por ejemplo, el FeO es óxido de hierro (II) y el Fe2O3, óxido de hierro (III). En ocasiones se emplea otro sistema de nomenclatura para óxidos ácidos (no metal y oxígeno) denominado nomenclatura sistemática. Según este sistema los óxidos se nombran con la palabra genérica óxido anteponiéndole prefijos de origen griego, como mono, di, tri, tetra, penta, etc., para indicar la cantidad de átomos de oxígeno presentes en la molécula. Algunos ejemplos son: CO: monóxido de carbono, NO2: dióxido de nitrógeno y SO3: trióxido de azufre. Elementos con tres o cuatro números de oxidación: en este caso se forman tres o

cuatro óxidos con fórmulas, nombres y propiedades distintas, según el caso. Vamos a ilustrar en primer lugar el caso de un elemento que actúa con tres

números de oxidación, como el azufre: S+2, S+4 y S+6. Las fórmulas de los tres óxidos son: SO, cuando el azufre actúa con número de oxidación +2; SO2, cuando actúa con +4, y SO3, cuando su número de oxidación es +6. Para nombrar el segundo y tercer óxido basta con aplicar la misma norma del caso anterior. Es decir, el SO2 recibirá el nombre de óxido sulfuroso, mientras el SO3 se llamará óxido sulfúrico. Para nombrar el óxido que tiene el menor número de oxidación de los tres, es decir, S+2, es necesario anteponer al nombre del óxido el prefijo hipo, que quiere decir “por debajo de”, seguido de la raíz del nombre del elemento con la terminación oso. En este caso el nombre del SO será óxido hiposulfuroso.

Veamos a continuación el caso de un elemento que actúa con cuatro números de oxidación, como el cloro: Cl+1, Cl+3, Cl+5 y Cl+7. Las fórmulas de los diferentes óxidos son: Cl2O para el primer caso (Cl+1); Cl2O3 para el segundo (Cl+3); Cl2O5 para el tercero (Cl+5) y Cl2O7 para el cuarto (Cl+7). Para nombrar estos óxidos empleamos la misma regla del caso anterior pero añadimos el prefijo per o hiper (“por encima de”) para el óxido formado cuando el cloro actúa con el mayor número de oxidación, en este caso, siete. Los nombres son: óxido hipocloroso (Cl2O), óxido cloroso (Cl2O3), óxido clórico (Cl2O5) y óxido perclórico (Cl2O7).



Cuadro resumen de la nomenclatura de óxidos.

Función hidróxidoLos hidróxidos, también llamados bases, se caracterizan por liberar iones OH-1, en solución acuosa. Esto le confiere pH alcalino o básico a las soluciones. Se caracterizan también por tener sabor amargo. Son compuestos ternarios formados por un metal, hidrógeno y oxígeno. Todos los hidróxidos se ajustan a la fórmula general M(OH)x, donde M es el símbolo del metal y x corresponde al valor absoluto de su número de oxidación, ya que el ion OH tiene una carga negativa. Se denominan con la palabra hidróxido seguida del elemento correspondiente. Si se trata de un metal con más de un número de oxidación, se adiciona el sufijo oso al nombre, para el menor, e ico para el mayor.

Empleando la nomenclatura stock se escribe el número de oxidación entre paréntesis como en el caso de los óxidos. Veamos.

Hidróxido de sodio: se forma por la reacción:

Na2O+H2O→2NaOH

Hidróxidos de cromo: dado que el cromo puede formar dos óxidos, se tienen las siguientes reacciones que dan lugar a los correspondientes hidróxidos:

CrO+H 2O⟶Cr (OH )2 Hidróxido de cromo (II)

Cr2O3+3H 2O⟶2Cr (OH )3 Hidróxido de cromo (III)

Hidróxidos de hierro: similar a lo que ocurre con el cromo, tenemos:

FeO+H2O⟶Fe (OH )2 Hidróxido ferroso

Fe2O3+3H2O⟶2 Fe (OH )3 Hidróxido férrico

Las bases son importantes para la industria puesto que son reactivos indispensables en la fabricación de jabones, detergentes y cosméticos.



Función ácidoLos ácidos son sustancias que se caracterizan por liberar iones H+1, cuando se encuentran en solución acuosa. Además, presentan sabor agrio. Existen dos clases de ácidos inorgánicos:

Ácidos hidrácidos: Son compuestos binarios que contienen solamente hidrógeno y un no-metal, en estado gaseoso se nombran como haluros. En solución acuosa se comportan como ácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ácido seguida de la raíz del elemento con la terminación hídrico. Veamos algunos ejemplos:

F2 (g )+H2 (g )⟶2HF (g) Fluoruro de hidrógeno

HF (ac) se llama ácido fluorhídrico

El hidrógeno trabaja con número de oxidación positivo +1, en estos ácidos el no metal debe tener número de oxidación negativo. Ejemplo: H+1Cl-1.

Ácidos oxácidos: son compuestos ternarios que contienen hidrógeno, oxígeno y un no-metal en su molécula. Se obtienen de la reacción entre un óxido ácido, es decir, formado por un no-metal y el agua. En la fórmula se coloca en primer lugar el hidrógeno, luego el no-metal y por último el oxígeno. En la nomenclatura de los ácidos oxácidos se utilizan los mismos prefijos y sufijos empleados con los óxidos. Veamos.

Del óxido nítrico: N 2O5+H 2O⟶H2 N2O6⟶2HNO3 Ácido nítrico o Ácido de nitrógeno (V)

Del óxido hipocloroso: Cl2O+H 2O⟶H2Cl2O2⟶2HClO Ácido hipocloroso o Ácido de cloro (I)

Del óxido carbónico: CO2+H 2O⟶H 2CO3 Ácido carbónico o Ácido de carbono (IV)

Del óxido sulfúrico: SO3+H 2O⟶H 2SO4 Ácido sulfúrico o Ácido de azufre (VI)

Cuando reaccionan el óxido bórico, el óxido hipofosforoso, el óxido fosforoso y el óxido fosfórico con el agua, se obtienen varios ácidos dependiendo del número de moléculas de agua que se añadan al óxido. Sin embargo, la forma más estable de los ácidos obtenidos, corresponde a la reacción del óxido con tres moléculas de agua:

Del óxido fosforoso: P2O3+3H 2O⟶H6P2O6⟶2H 3PO3 Ácido fosforoso o Ácido de fósforo (III)



Del óxido fosfórico:P2O5+3H 2O⟶H6P2O8⟶2H3PO4 Ácido fosfórico o Ácido de fósforo (V)

Función salLas sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y las bases. También pueden resultar de combinaciones entre un metal y un no-metal, con el oxígeno. Las sales son compuestos binarios, ternarios o cuaternarios, que resultan de la unión de una especie catiónica con una especie aniónica, las cuales provienen del ácido y la base involucradas. El catión es, por lo general, un ion metálico, aunque también existen sales de iones como el amonio ((NH4)+1). El anión proviene normalmente del ácido. En consecuencia, puede ser un anión simple o monoatómico (Cl-1, S-2, etc.) o un ion poliatómico (SO242, NO132, ClO12, etc.). Por ejemplo: el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio reaccionan para formar el cloruro de sodio o sal común, según la ecuación:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio Agua

Para nombrar las sales es necesario saber qué catión y qué anión intervienen en su formación. Veamos.

Los cationes: reciben el nombre del elemento del cual provienen. Por ejemplo, el ion sodio es Na+1 y el ion aluminio es Al+3. Si se trata de un metal, con capacidad para formar dos iones, éstos se distinguen por las terminaciones oso, para el menor, e ico para el mayor. Si se usa el sistema stock, la valencia del metal se indica entre paréntesis. Por ejemplo:

o Fe+2 es el ion ferroso o hierro (II).o Fe+3 es el ion férrico o hierro (III).

Los aniones: cuando los ácidos se encuentran en solución acuosa, se disocian o separan, en iones con carga positiva y negativa, en razón a la fuerte atracción que ejercen las moléculas del agua sobre las del ácido. Como vimos, los ácidos se caracterizan porque siempre presentan hidrógeno, así, al disociarse, se forman iones H+1, además de iones negativos, cuya composición depende de los demás elementos presentes. Por ejemplo:

o HCl → H+1 + Cl-1o HNO2 → H+1 + (NO2)-1

o H2SO4 ↔ 2H+1 + (SO4)-2



Para nombrar los aniones se considera el nombre del ácido del cual provienen y se procede de la siguiente manera:

Si el ácido termina en hídrico, el anión terminará en uro.

Si el ácido termina en oso, el anión terminará en ito.

Si el ácido termina en ico, el anión terminará en ato.

Para los ejemplos anteriores tenemos: Del ácido clorhídrico, según la reacción HCl

→ H+1 + Cl-1, se obtiene el anión cloruro. Del ácido nitroso, o HNO2 → H+1 + (NO2)-1, se obtiene el anión nitrito. Del ácido sulfúrico, H2SO4 ↔ 2H+1 + (SO4)-2, se forma el anión sulfato.

Ejemplo: El sulfato férrico, Fe2(SO4)3, está compuesto por dos iones: el catión férrico, Fe+3, y el anión sulfato, (SO4)-2. Para equilibrar las cargas, se cruzan los valores de las cargas, multiplicando cada ion (subíndice) por el valor numérico del otro. Realizando un balance de cargas, se tendría entonces:

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

Catión (Fe+3) Anión ((SO4)-2)

Para nombrarlo, siempre debe comenzarse por el nombre del anión, seguido por el del catión.



ACTIVIDADES – FUNCIONES QUÍMICAS1. El número de oxidación de un elemento se refiere a la carga que posee un átomo

cuando se encuentra como ion. Establece el número de oxidación del azufre, S, en los siguientes compuestos:

a. H2Sb. Na2SO4c. CaSO3d. CaSe. KHSO3

2. Identifica la función química a la que pertenece cada una de las siguientes sustancias:

a. Óxido mercúricob. Ácido fluorhídricoc. Hidróxido de níquel (II)d. Sulfato de barioe. Ácido bóricof. Carbonato de sodio

3. Los abonos químicos, como el nitrato de amonio, NH4NO3, se utilizan para mejorar el rendimiento de algunos cultivos. Plantea la reacción para la obtención de este compuesto. ¿Qué clase de sustancia es? Explica tu respuesta.



4. Escribe la fórmula química de los siguientes óxidos:a. Óxido de cloro (VII)b. Óxido estáñicoc. Óxido carbonosod. Óxido de plomo (IV)e. Óxido sulfúricof. Óxido de mercurio (I)g. Óxido de cromo (II)

5. Establece el nombre stock de los siguientes hidróxidos:a. Hidróxido plúmbicob. Hidróxido de litioc. Hidróxido ferrosod. Hidróxido cobálticoe. Hidróxido mercuriosof. Hidróxido estañosog. Hidróxido cúprico

6. Establece las fórmulas de las sales formadas entre los iones que aparecen en la siguiente tabla. Complétala.



7. Completa el siguiente cuadro, teniendo en la cuenta las funciones químicas inorgánicas, la nomenclatura común (tradicional) y la nomenclatura stock.

Webgrafía:

www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/8448180488.pdf http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/impresos/

quincena8.pdf http://alextecnoeso.files.wordpress.com/2012/01/tema-3-estructura-atc3b3mica-

de-la-materia-alumnos1.pdf


http://alextecnoeso.files.wordpress.com/2012/01/tema-3-estructura-atc3b3mica-de-la-materia-alumnos1.pdf

http://alextecnoeso.files.wordpress.com/2012/01/tema-3-estructura-atc3b3mica-de-la-materia-alumnos1.pdf

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/impresos/quincena8.pdf

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/impresos/quincena8.pdf

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/8448180488.pdf

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