UNIDAD DIDÁCTICA III: REACCIONES QUÍMICAS.

TEMA III: Ecuaciones Químicas y reacciones en solución acuosa. SEMANA: 3
Día 1

• OBJETIVOS:

 Al finalizar esta unidad el estudiante será capaz de:

1. Escribir ecuaciones químicas y balancear reacciones químicas sencillas.
2. Realizar cálculos estequimétricos con reacciones químicas balanceadas.
3. Entender la naturaleza de las sustancias iónicas disueltas en agua y conocer sus propiedades
4. Diferenciar experimentalmente entre electrolitos y no electrolitos.
5. Entender las reacciones de precipitación y reacciones de ácido-base.
6. Reconocer los agentes oxidantes y reductores en las reacciones de óxido-reducción.
7. Balancear ecuaciones de óxido-reducción.

• SISTEMA DE CONOCIMIENTOS SISTEMA DE HABILIDADES

3.1. Ecuaciones químicas. Escritura de ecuaciones químicas. Balanceo de reacciones químicas.
3.2. Propiedades de las disoluciones acuosas. Electrolitos y no electrolitos.
3.3. Reacciones de precipitación.
3.4. Reacciones acido-base. Definiciones y Propiedades generales de ácidos y bases. Neutralización de acido-base.
3.5. Reacciones de oxidación-reducción.
3.6. Balanceo de ecuaciones de oxido-reducción.

• Escribe ecuaciones químicas y balancea reacciones químicas sencillas.
• Realiza cálculos estequimétricos con reacciones químicas balanceadas.
• Comprende la naturaleza de las sustancias iónicas disueltas en agua y conoce sus propiedades
• Establece diferencias entre electrolitos y no electrolitos aplicando la experimentación.
• comprende las reacciones de precipitación y reacciones de ácido-base.
• Reconoce los agentes oxidantes y reductores en las reacciones de óxido-reducción.
• Balancea ecuaciones de óxido-reducción.

METODOS: 
• Exposiciones.
• Trabajo en equipo.
• Resolución de problemas.
• Observación.
• Cálculos analíticos.
• Experimentación.

MEDIOS:

• Proyector de diapositivas.
• Video interactivo.
• Libro de texto.
• Libreta, lápiz y calculadora.
• Materiales y equipos de laboratorio.
• Materiales del medio.
- Continua
- Participativa
- Trabajos prácticos
- Entrega de trabajos.

ACTIVIDADES:

1. Exposición por parte de la profesora acerca de las reacciones químicas presentando imágenes de situaciones de la vida cotidiana.
2. Presentación y análisis de video sobre las reacciones químicas. Escribir las ecuaciones que se presentan en cada reacción.
3. En equipos de trabajo hacer un bosquejo sobre las sustancias iónicas disueltas en agua (electrolitos y no electrolitos).
4. Resolución de problemas que incluyan las reacciones químicas a través de ejercicios propuestos por la profesora en el libro de texto.
5. Balanceo de ecuaciones químicas por el método cuantitativo y prueba y error (tanteo).
6. Realización de cálculos estequimétricos de diferentes reacciones químicas.
7. Completar guía de las reacciones de oxido-reducción y balancear.

Funciones Químicas. Formulación y Nomeclatura

   FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA

Contenidos.

1.-      Fórmulas empíricas y moleculares.

2.-      Concepto de número de oxidación.

3.-      Determinación del nº de oxidación

4.-      Combinaciones binarias. Nomenclatura Stock y sistemática.

4.1.        Óxidos

4.2.        Combinaciones binarias con H.

4.3.        Sales binarias.

5.-      Hidróxidos y cianuros

6.-      Ácidos oxácidos. Nomenclatura tradicional y sistemática.

7.-      Sales.

7.1.        Sales ternarias.

7.2.        Sales ácidas.

Fórmulas químicas

·         Empírica.

·         Molecular.

·         Semidesarrollada.

·         Desarrollada o estructural.

1. Fórmula empírica

Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto y la relación mínima en que sus átomos e iones están presentes en él (proporción ente átomos).

Ejemplo:

CH.

No existe ninguna molécula formada exclusivamente por un átomo de C y uno de H.

Fórmula molecular

Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto químico y el nº de átomos de cada elemento que están presentes en una molécula de éste.

NO PUEDE SIMPLIFICARSE.

Ejemplos:

C₆H₆ (benceno), C₂H₂ (etino)

Ambas sustancias tienen la fórmula empírica anterior (CH)

2. Fórmula desarrollada o estructural

Es una representación que indica la forma de unión de los átomos que constituyen el compuesto químico.

Ejemplos

                                          H  H  H
                                           |    |    |
H–O–H.                       H–C–C–C–O–H
                                           |    |    |
H₂O                                  H  H   H      C₃H₈O

3. Fórmula semidesarrollada

Se utiliza preferentemente en química orgánica.

Se desarrollan solo algunos enlaces (normalmente los que constituyen las cadenas).

Ejemplo:

CH₃–CH₂–CH₂OH

• Estado o número de oxidación.
• Es la carga que tendría un átomo si todos su enlaces fueran iónicos. No es, pues, carga real.

Los estados de oxidación positivos de los no-metales sólo se dan cuando se combinan con otro no metal más electronegativo (generalmente Oxígeno).

Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen E.O. = 0.

Ejemplo:

Fe, H₂, P₄

Todos tienen estado de oxidación igual a 0.

Principales números de oxidación de los elementos.

Grupos principales

Grupo 1:       H: –1,+1; Li, Na, K, Rb, Cs: + 1

Grupo 2:       Be, Mg, Ca, Sr, Ba: + 2

Grupo 13:     B: –3,+3; Al: +3

Grupo 14:     C: –4,+2,+4; Si: –4,+4; Sn, Pb: +2,+4

Grupo 15:     N: –3,+1,+2,+3,+4,+5; P: –3,+1,+3,+5; As, Sb: –3,+3,+5

Grupo 16:     O: –2; S, Se. Te: –2,+2,+4,+6

Grupo 17:     F: –1 (elemento más electronegativo); Cl, Br, I: –1;+1,+3,+5,+7

Elementos de transición

Grupo 4:       Ti: +4;                         Grupo 5:       V: + 5

Grupo 6:       Cr: +2,+3,+6             Grupo 7:       Mn: +2,+3,+4,+6,+7

Grupo 8:       Fe: +2,+3                  Grupo 9:       Co: +2,+3

Grupo 10:     Ni: +2,+3, Pt:  +2,+4

Grupo 11:     Cu: +1,+2; Ag: +1; Au: +1,+3

Grupo 12:     Zn, Cd: +2: Hg: +1,+2

Estado de oxidación (E.O.) en elementos, oxígeno e hidrógeno.

Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen E.O. = 0

Ejemplo: Fe, H₂, P₄

El oxígeno suele tener E.O. = –2, excepto en O₂ (0), peróxidos (–1) y cuando se une al F (+2).

El hidrógeno suele tener E.O. = +1. excepto en los hidruros metálicos (–1)

Cálculo del estado de oxidación (E.O.)

La suma de los E.O. de una molécula neutra es “0” y en el caso de un ion coincide con su carga.

Ejemplo:

Determinar el E.O. del S en el H₂SO₄.

Como es una molécula neutra: (+1) x 2 + E.O. (S) + (–2) x 4 = 0

De donde, despejando queda:    E.O. (S) = +6

Ejercicio:

Determinar el E.O. del cloro en las siguientes especies: AlCl₃, LiClO₂, HCl, NaClO₃, ClO^–, ClO₄^–.

·         AlCl₃ :              +3 + 3x = 0                  Þ        x = –1

·         LiClO₂ :         +1 + x +(–2) x 2 = 0       Þ        x = +3

·         HCl :              +1 + x = 0                       Þ        x = –1

·         NaClO₃ :       +1 + x + (–2) x 3 = 0        Þ        x = +5

·         ClO^–:              x + (–2) = –1                   Þ        x = +1

·         ClO₄^–:            x +(–2) x 4 = –1                Þ        x = +7

Tipos de nomenclatura

Tradicional (no la vamos a usar salvo en ácidos y sales que contengan oxígeno).

Stock (se pone en números romanos entre paréntesis el estado de oxidación).

Sistemática (IUPAC) (se ponen prefijos griegos: mono, di, tri... Indicando el número de átomos).

Compuestos binarios (formados sólo por dos átomos o grupos).

·         Óxidos

·         Peróxidos.

·         Hidruros

·         Sales binarias.

·         Hidróxidos

·         Cianuros.

En la formulación se pone primero delante el elemento menos electronegativo.

Óxidos.

·         De un metal.

·         De un no-metal.

·         Peróxidos.

·         Óxidos dobles.

Los óxidos metálicos tienen características básicas y forman hidróxidos al añadirles agua.

Los óxidos no metálicos tienen características ácidas y forman los ácidos oxácidos con agua.

Nomenclatura Stock.

Se pone primero el elemento menos electronegativo seguido del oxígeno.

Cuando el elemento tenga varios E.O. se indica éste entre paréntesis.

Ejemplos:

·         CO                 óxido de carbono (II)

·         Cu2O             óxido de cobre (I)

·         PbO2              óxido de plomo (IV)

·         Cl2O7             óxido de cloro (VII)

1. Nomenclatura Sistemática

Se nombra con prefijo-óxido de prefijo-metal sólo en el caso de que el elemento tenga varios E.O.

Ejemplos:

·         CO                 monóxido de carbono

·         Cu2O             óxido de dicobre

·         PbO2              dióxido de plomo

·         Cl2O7             heptóxido de dicloro

PerÓxidos.

Son derivados del H₂O₂ (agua oxigenada o peróxido de hidrógeno) por sustitución de los hidrógenos por metales.

El anión O₂^2– no puede simplificarse. Se nombra como “peróxido de metal”.

Ejemplos:

·         Na₂O₂                        peróxido de sodio

·         CaO₂              peróxido de calcio.

Hidruros

·         De un metal.

·         De un no-metal.

Hidruros metálicos (M + H).

2. Nomenclatura Stock.

Sólo se usa con los metales de transición.

Cuando haya ambigüedad se pone el E.O. entre paréntesis.

Ejemplos:

·         CoH₂             hidruro de cobalto (II)

·         CuH               hidruro de cobre (I)

Nomenclatura Sistemática

Se nombran con la siguiente sintaxis: “prefijo-hidruro de metal”.

Ejemplos:

·         LiH                 hidruro de litio

·         SnH₄              hidruro de estaño

·         CoH₂             dihidruro de cobalto

·         CaH₂              hidruro de calcio

Los metales del grupo 14 sólo tienen el E.O. = +4 al combinarse con H (o “–4” los no-metales)

Hidruros no metálicos (H + No-Metal de los grupos 13, 14 y 15)

Hay varios de estos compuestos que tienen nombre propio:

·         H₂O                agua

·         PH₃                fosfina o fosfamina

·         NH₃                amoniaco

·         AsH₃              arsina o arsenamina

·         CH₄                metano

·         SbH₃              estibina

·         SiH₄               silano

·         BH₃                borano

También puede usarse a nomenclatura sistemática: tetrahidruro de silicio, trihidruro de boro…

Hidruros no metálicos (H + No-Metal de los grupos 16 y 17)

Nomenclatura Única

Se nombran con la sintaxis: “No metal terminado en “uro” de hidrógeno”.

Ejemplos:

·         H₂S                Sulfuro de hidrógeno

·         HCl                 cloruro de hidrógeno

·         HBr                bromuro de hidrógeno

Los hidruros no-metálicos de los grupos 16 y 17 cuando están disueltos en agua tienen características ácidas por lo que se llaman ácido no-metal terminado en “hídrico”

Ejemplos:

·         HCl (ac):       ácido clorhídrico

·         H₂S (ac):       ácido sulfhídrico

Sales binarias (M + No-Metal)

Nomenclatura Stock

Se nombran con la sintaxis: “No-metal terminado en “uro” de metal (E.O.)” (sólo en el caso de que el metal tenga más de uno).

Nota: El no-metal actúa siempre con E.O. negativo.

Ejemplos:

·         Li₂S                sulfuro de litio

·         FeCl₂             cloruro de hierro (II)

·         Co₂C             carburo de cobalto (II)

·         Al₂Se₃            seleniuro de aluminio

Nomenclatura Sistemática

Se nombran con la sintaxis: “Prefijo+No-metal terminado en “uro” de prefijo+metal” (sólo en el caso de que el metal tenga varios E.O.)

Ejemplos:

·         Li₂S                sulfuro de litio

·         FeCl₂             dicloruro de hierro

·         Co₂C             carburo de dicobalto

·         Al₂Se₃            seleniuro de aluminio

Hidróxidos (M + OH) y Cianuros (M + CN)

Hidróxidos: Son combinaciones de un metal con grupos OH^– (hidroxilo) (M+OH)

Cianuros: Son combinaciones de un metal con grupos  CN^– (cianuro) (M+CN)

Aunque son compuestos ternarios se formulan igual que las sales binarias dado que tanto el OH^–como el CN^– son grupos de átomos que permanecen unidos.

Nomenclatura Stock

Ejemplos:

·         AuOH                        Hidróxido de oro (I)

·         HCN              Cianuro de hidrógeno

·         NaOH            Hidróxido de sodio

·         NaCN            Cianuro de sodio

·         Al(OH)₃          Hidróxido de aluminio

·         Fe(CN)₂         Cianuro de hierro (II)

·         Sn(OH)₄         Hidróxido de estaño(IV)

Nomenclatura Sistemática

Ejemplos:

·         AuOH                        Monohidróxido de oro

·         HCN (ac)      Ácido cianhídrico

·         NaOH            Hidróxido de sodio

·         NaCN            Cianuro de sodio

·         Al(OH)₃          Hidróxido de aluminio

·         Fe(CN)₂         Dicianuro de hierro

·         Sn(OH)₄         Tetrahidróxido de  estaño

Ácidos oxoácidos (H_aN_bO_c) (Óxido No Metálico + Agua)

El E.O. del no-metal es el mismo que en el óxido.

Sabiendo la fórmula se puede calcular fácilmente el E.O. del no-metal (o metal de transición) sabiendo que E.O.(H) = +1 y E.O.(O) = –2.

Los ácidos oxoácidos más corrientes tienen un sólo átomo de no-metal y 1 átomo de H los provenientes de óxidos no-metálicos de grupos impares y 2 átomos de H los que provienen de grupos pares.

Nomenclatura Tradicional.

Es aceptada por la IUPAC.

Se nombra anteponiendo la palabra “ácido” a los prefijos “hipo”, “per” o sin prefijo y los sufijos “oso” o “ico” según el E.O. del no-metal siguiendo la siguiente tabla:

Grupo	14	15	16	17
ácido hipo____oso		+1	+2	+1
ácido ____oso	+2	+3	+4	+3
ácido ____ico	+4	+5	+6	+5
ácido per___ico				+7

Ejemplos de ácidos oxoácidos

·         H₂CO₃           ácido carbónico

·         HNO₃             ácido nítrico

·         H₂SO₄            ácido sulfúrico

·         HClO₃            ácido clórico

·         H₂SeO₂         ácido hiposelenioso

·         HBrO                         ácido hipobromoso

·         H₂SiO₂           ácido silicioso

·         HIO₄               ácido periódico

·         HAsO₂           ácido arsenioso

Otros ácidos oxoácidos.

Ácidos procedentes de metales de transición (E.O. superiores).

Polihidratados: Se obtienen por adición de más de una molécula de agua sobre el óxido no-metálico.

Diácidos: Se obtienen por adición de una molécula de agua sobre dos de óxido no-metálico.

Tioácidos: Se obtienen por sustitución de algún átomo de oxigeno del ácido por azufre.

Ácidos procedentes de metales de transición

• Algunos metales de transición tienen varios E.O. y actúan como metales con los inferiores y como no-metales con los superiores.

Procedentes del Cromo (Cr)

(E.O.=+6)  H₂CrO₄: ácido crómico.

Procedentes del Manganeso (Mn)

(E.O.=+6)  H₂MnO₄:            ácido mangánico
(E.O.=+7)  HMnO₄:              ácido permangánico.

• Ácidos polihidratados (óxido no-metálico + n H₂O)

“n” es 3 en no-metales de los grupos 13, 15 y 16; “n” es 2 en no-metales del grupo 14 (Si) y 5 en no-metales del grupo 17 (I).

Se nombran anteponiendo el prefijo “orto”

Ejemplos:

ácido ortotelúrico:             TeO₃ + 3 H₂O ® H₆TeO₆

ácido ortoperyódico:        I₂O₇ + 5 H₂O ® H₁₀I₂O₁₂ ® H₅IO₆

• Hay “orto” ácidos que son más corrientes que los monohidratados (“meta”) y que suelen nombrarse sin especificar el prefijo “orto”, tales como el ácido fosfórico (H₃PO₄), el ácido silícico (H₄SiO₄) y el ácido bórico (H₃BO₃)

Sin embargo, se llama al HPO₃ ácido metafosforico, al H₂SiO₃ ácido metasilícico y al HBO₂ ácido metabórico.

Diácidos:

Se obtienen por adición de una molécula de agua sobre dos de óxido no-metálico.

Ejemplos :

2 SO₃ + H₂O  ®  H₂S₂O₇               ácido disulfúrico
2 CrO₃ + H₂O  ®  H₂Cr₂O₇             ácido dicrómico

Tioácidos:

Se obtienen por sustitución de algún átomo de oxigeno del ácido por azufre.

Ejemplos:

·         H₂S₂O₃:         ácido tiosulfúrico

·         H₂CSO₂:        ácido tiocarbónico

Nomenclatura Sistemática

Válida para oxoácidos normales, polihidratados, diácidos , tioacidos...

Se pueden nombrar de dos formas distintas:

Con ácido prefijo-oxo + prefijo-elemento terminado en “ico” + (E.O.)

Con oxoanión [prefijo-oxo + prefijo-elemento terminado en “ato” + (E.O.)] de hidrógeno.

Ejemplos

Nombrar: H₂SO₄ y H₅IO₆

·         H₂SO₄            Tetraoxosulfato (VI) de hidrogeno
                               Ácido tetraoxosulfúrico (VI)

·         H₅IO₆                 Hexaoxoyodato (VII) de hidrógeno
                   Ácido hexaoxoyódico (VII)

Sales oxoácidas (ternarias)

Nomenclatura Tradicional.

Es aceptada por la IUPAC.

Se nombra utilizando los prefijos “hipo”, “per” o sin prefijo y los sufijos “ito” o “ato” según el E.O. del no-metal seguido del metal + (E.O) (sólo si es necesario), siguiendo la siguiente tabla:

Grupo	14	15	16	17
hipo____ito		+1	+2	+1
____ito	+2	+3	+4	+3
____ato	+4	+5	+6	+5
per___ato				+7

Ejemplos:

·         Na₂SO₄         sulfato de sodio

·          AgNO₃          nitrato de plata

·         Al₂(SO₂)₃       hiposulfito de aluminio

·         KClO₄            perclorato de potasio

·         CaCO₃           carbonato de calcio

·         PbSeO₃         selenito de plomo (II)

·         Cu(BrO₂)₂     bromito de cobre (II)

·         Mg₃(PO₄)₂     ortofosfato de magnesio

Nomenclatura Sistemática

Se nombra el oxoanión como  prefijo-oxo + prefijo-elemento terminado en “ato” + (E.O.) seguido del nombre del metal + E.O de éste (en caso de ser necesario)

Cuando exista más de un oxoanión por molécula puede anteponerse los prefijos: bis, tris, tetrakis... para indicar el nº de oxoaniones.

Ejemplos:

·         Na₂SO₄         tetraoxosulfato (VI)de sodio

·         AgNO₃           trioxonitrato (V) de plata

·         CaCO₃           trioxocarbonato (IV)de calcio

·         Cu(BrO₂)₂     dioxobromato (III) de cobre (II)

·         Al₂(SO₂)₃       dioxosulfato (II) de aluminio

·         KClO₄            tetraoxoclorato (VII) de potasio

·         PbSeO₃         trioxoseleniato (IV) de plomo (II)

·         Mg₃(PO₄)₂     bis[tetraoxofosfato (V)] de magnesio

Sales ácidas

Se producen por la sustitución de alguno de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por metales manteniendo algún átomo de H.

Ejemplos:

·         NaHCO₃

·         NaH₂PO₄

·         K₂HPO₄

Nomenclatura Sistemática

Se antepone al nombre del oxoanión el prefijo “hidrógeno” o “dihidrógeno”

Ejemplos:

·         NaHCO₃        hidrógeno trioxocarbonato (IV) de sodio (Bicarbonato de Sodio)

·         NaH₂PO₄      dihidrógeno tetraoxofosfato (V) de sodio  (Bifosfato de Sodio), o Dihidrogeno fosfato de Sodio. 

K₂HPO₄          hidrógeno tetraoxofosfato (V) de Potasio. (Bifosfato de Potasio)


Fuente: Informaciones recopiladas por diferentes autores.