NUMERO DE OXIDACIÓN
se denomina numero de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitarias.
Las reglas son:
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v Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.
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v Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.
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Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.
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Por ejemplo: Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.
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Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.
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Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.
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De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.
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Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:
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Por ejemplo:
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Na+1 (Carga del ión) +1 (Número de oxidación)
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S-2 -2 (Número de oxidación)
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Al+3 +3 (Número de oxidación)
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v Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.
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v La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.
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Por ejemplo:
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a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y el O: -2
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+1 X -2
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Na2 S O3
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Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento.
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La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:
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(+1) x 2 + X + (-2) x 3 = 0
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2 + X - 6 = 0
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X = + 4
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+1 +4 -2
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Na2 S O3
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En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.
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b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr2O7= nos basaremos en el O: -2
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X _2
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(Cr2 O7)-2
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2 x X + (-2) x 7 = -2 (Suma igual a la carga del ión)
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resolviendo, encontramos que X = + 6
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+6 _2
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(Cr2 O7)-2
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En la primera parte de esta asignatura se determinaron los números de oxidación de los átomos en diferentes especies químicas cuyas fórmulas se dieron como dato. Ahora invertiremos el proceso, es decir, que conociendo los estados de oxidación se podrá deducir la fórmula química, y a partir de ella el nombre de la especie.
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Se seguirán las reglas dictadas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). En las fórmulas, la porción positiva de un compuesto se escribe en primer término, a excepción de algunas especies que por su difundido uso se mantienen con la formulación tradicional. Tal es el caso, entre otros, del amoníaco, NH3; del ión amonio, NH4+; del metano, CH4. En cuanto a la nomenclatura, subsisten diferentes sistemas en uso, aunque es recomendable la utilización de la nomenclatura sistemática, ya que aún sin mayores conocimientos puede ser deducida a partir de la fórmula química; o en el caso inverso, dada la nomenclatura, puede escribirse la fórmula correspondiente.
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Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos elementos, uno de los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.
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a) Óxidos metálicos o básicos:
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a1) Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación:
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Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer término el grupo IA (1) o de los alcalinos, los que por tener un solo electrón por encima de la estructura de gas noble actúan con carga +1. Para obtener la fórmula química, se debe recordar que la sumatoria de los números de oxidación debe ser cero. En este caso se necesitarán dos iones del metal para neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabras la fórmula de estos óxidos será: Li2O, Na2O, K2O, etc., y en general, será M2O siempre que el metal actúe como +1.
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Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:
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La parte variable del nombre figura entre paréntesis. Así, las sustancias anteriormente escritas se denominarán respectivamente óxido de litio, óxido de sodio y óxido de potasio. Es incorrecto escribir óxido de Li u óxido de Na, ya que es una mezcla de nomenclatura con fórmula.
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Los metales alcalino térreos o del grupo IIA (2), por poseer dos electrones en el último nivel, actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula de su óxido será: MgO, CaO, BaO, etc., y en general, será MO. Como ejercitación, nombre los óxidos escritos anteriormente.
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El aluminio pertenece al grupo IIIA (13) y su número de oxidación es +3. Escriba la fórmula del óxido y nómbrelo.
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a2) Óxidos de metales que actúan con más de un estado de oxidación:
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En el caso de los metales de transición, éstos suelen actuar con más de un número de oxidación; así, el hierro actúa con +2 y +3, originando dos óxidos diferentes: FeO y Fe2O3 respectivamente. Nótese que si se sigue la regla anterior, ambos se llamarían óxido de hierro y no se sabría a cuál de las sustancias se está refiriendo. Eso es incorrecto, ya que el nombre debe ser lo suficientemente preciso como para que no quepa la pregunta “¿cuál?” . ¿Cómo se subsana? Utilizando la siguiente regla:
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En este caso los nombres serán óxido de hierro (II) y óxido de hierro (III).
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¿Cuál es la fórmula del óxido de manganeso (IV)?
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En primer término se escriben los elementos que forman la sustancia: MnO, y nos ayudamos con los números de oxidación, –2 para el oxígeno y +4 para el Mn, indicado por los números romanos; luego haremos que la sumatoria de los números de oxidación sea cero, quedando: MnO2.
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Esta nomenclatura también es utilizada con los elementos representativos que actúan con más de un estado de oxidación (G IIIA (13) al VIA (16)). Ejemplo: PbO se denomina óxido de plomo (II)
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Resumiendo: la nomenclatura que hemos utilizado en a1 (no es necesario aclarar el número de oxidación) y a2 (es indispensable aclarar el número de oxidación) se denominanomenclatura sistemática de Stock o de numeración romana. Es la de uso más frecuente para los compuestos metálicos.
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b) Óxidos no metálicos o ácidos:
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Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de cada elemento y los más usados son:
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La regla para nombrarlos es:
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El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con
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las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido, sino, heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y no se usa cuando tiene un solo átomo: así, el CO2 se nombra dióxido de carbono y no dióxido de monocarbono.
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Por ejemplo:
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N2O monóxido de dinitrógeno
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P4O10 decóxido de tetrafósforo
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Nótese lo fácil que resulta escribir la fórmula de una sustancia si se utiliza esta nomenclatura; inténtelo con: dióxido de azufre, pentóxido de dicloro, tetróxido de dinitrógeno.
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Nota: Es correcto utilizar ambas formas de nomenclatura para metales y no metales. Lo que se explicó anteriormente, es la utilizada con preferencia y no con exclusión. Así, Cu2O se denomina óxido de cobre (I) (más común) o monóxido de dicobre y CO se denomina monóxido de carbono (más común) u óxido de carbono (II).
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Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utiliza el sufijo osocuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su menor estado de oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor. Volviendo a ejemplos ya citados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe2O3, óxido férrico, igualmente el SO2 se denomina óxido sulfuroso y el SO3, óxido sulfúrico. El inconveniente de esta nomenclatura estriba en que exige el conocimiento de los estados de oxidación del elemento, puesto que sólo nos indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es su valor. Además, no sirve para especies que presentan más de dos números de oxidación.
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Estas sustancias se caracterizan por la existencia del ion OH- o ion hidroxilo combinado con un catión.
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Si simbolizamos a un catión metálico como M +n, la fórmula general será: M(OH)n. Se denominan de igual manera que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidróxido (nomenclatura sistemática o de Stock).
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Por ejemplo:
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Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio
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Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)
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Cuando el NH3 se disuelve en agua, se encuentran en solución OH- y NH4+ por lo que habitualmente se lo denomina hidróxido de amonio y se lo formula NH4OH.
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La regla para nombrar a los hidróxidos es:
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Pueden representarse por la fórmula general Hx A Oy donde A representa a un no metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse de un metal de transición).
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Existen dos nomenclaturas:
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a) La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si un elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento actuando con su mayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento seguido de la terminación ico y si está actuando con el menor llevará el nombre del elemento seguido de la terminaciónoso anteponiendo en ambos casos el término ácido. Los oxácidos más frecuentes con los que trabajaremos son:
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En el caso del Grupo VII A (17) los oxácidos formados responden a la fórmula general H X On donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I.
¿Podría Ud. justificar por qué X no representa al F?
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El sufijo oso corresponde al estado de oxidación +3 para X y el sufijo ico corresponde al estado de oxidación +5 para X. Ambos estados son intermedios. Cuando el estado de oxidación de X es +1, por ser menor que el designado con oso, se le antepone el prefijohipo, y cuando el estado de oxidación es +7, por ser mayor que el designado con ico, se le antepone el prefijo hiper, abreviado per.
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En general:
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Por ejemplo:
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HBrO ácido hipobromoso
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HClO2 ácido cloroso
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HIO3 ácido yódico
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HClO4 ácido perclórico
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b)La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno mediante el uso de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del sufijo oxo y luego se agrega el nombre del elemento siempre terminado en ico, y su estado de oxidación en números romanos.
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En general:
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Ejemplos:
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H2SO3 ácido trioxosulfúrico (IV)
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H2SO4 ácido tetraoxosulfúrico (VI)
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¿Cuál es la fórmula del ácido tetraoxosilícico (IV)? Pondremos los símbolos de los elementos: HSiO, luego utilizamos el subíndice 4 para el oxígeno quedándonos HxSiO4 y finalmente a través del número de oxidación del silicio dado en la nomenclatura (IV), se puede calcular el número de átomos de H:
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1.X + 4 – 8 = 0, por lo tanto, X = 4 , quedando así la fórmula H4SiO4.
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Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo suficientemente habitual y la mayoría denominaría simplemente al ácido HClO como ácido hipocloroso (funcional o clásica) y no ácido oxoclórico (I) (sistemática).
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a) Los compuestos de hidrógeno con metales son los llamados hidruros.
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En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el número de oxidación positivo, correspondiéndole al hidrógeno –1. La fórmula general para un metal con estado de oxidación +n será MHn, denominándose igual que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidruro:
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Ejemplos:
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KH hidruro de potasio
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CuH hidruro de cobre (I)
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b) El hidrógeno también forma compuestos con los no metales.
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En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan
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Los elementos del grupo VII A (17) forman con el hidrógeno sustancias de fórmula HX, donde X es F, Cl, Br o I y sus nombres serán Fluoruro de Hidrógeno, Cloruro de Hidrógeno, etc. El S por pertenecer al Grupo VIA (16) formará H2S, cuyo nombre es Sulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que pertenecen al Grupo VA (15), forman con el hidrógeno NH3 y PH3, que se nombran frecuentemente en forma trivial amoníaco y fosfina respectivamente. (Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmula ya mencionada anteriormente). Dé la nomenclatura sistemática de estas especies.
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Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos VIA (16) y VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones Hidrógeno y pasan a denominarseHidrácidos (ácidos sin oxígeno).
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Para nombrarlos debemos decir así:
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Las sustancias del inciso 4 pasarán a denominarse: ácido fluorhídrico, ácido clorhídrico, ácido bromhídrico y ácido sulfhídrico.
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Nótese que no se incluyen en este grupo los derivados de no metales de los Grupos IVA (14) y VA (15).
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Los ácidos, como hemos visto, generan H+ en solución acuosa, originando simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como Hidrógenos se hayan cedido.
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Se denominan con los siguientes sufijos:
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a) Anión de hidrácido
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Por ejemplo:
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F- Fluoruro, S= Sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H, podrá perder un solo protón, originando el anión HS-, y para denominarlo hay que añadir el término hidrógeno. Este ion se denominará por lo tanto, ion hidrógeno sulfuro.
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b) Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato tanto en la nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye la de oso por ito si se trabaja con la funcional.
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Veamos a continuación algunos ejemplos y complete los espacios vacíos:
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En resumen:
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Las celdas sombreadas no existen en la nomenclatura sistemática.
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Cuando los oxácidos poseen más de dos hidrógenos originan diferentes aniones hidrogenados y deben diferenciarse usando los prefijos griegos para indicar el número de hidrógenos que aún contienen.
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Veamos los siguientes ejemplos y complete los espacios vacíos.
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Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un catión generalmente metálico.
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Se denominan
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Durante el curso utilizaremos frecuentemente un catión no metálico: NH4+ denominadoamonio, y sus compuestos se denominan siguiendo las mismas reglas dadas.
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Veamos algunos ejemplos usando la nomenclatura funcional, dejando la sistemática como ejercitación.
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Son compuestos binarios del oxígeno, que presentan la particularidad de que dos átomos de oxígeno se unen entre sí, lo que determina que su número de oxidación sea –1.
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Se denominan sustituyendo la palabra óxido por peróxido.
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Así:
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Na2O2 Peróxido de sodio
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BaO2 Peróxido de bario
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H2O2 Peróxido de hidrógeno (más conocido por su nombre trivial de agua
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oxigenada).
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a) Oxoaniones cuyo elemento central es un metal
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b) Aniones no oxigenados
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Resumen de reacciones típicas:
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Con idéntico criterio a lo tratado con respecto a los átomos, podemos definir las unidades de masa moleculares con sólo cambiar el término atómico por molecular.
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Así, tendremos: Masa molecular relativa ( M.M.R) o simplemente masa molecular (M.M.) es un número adimensional que expresa cuántas veces más masa tiene una molécula que la uma. Su valor se obtiene sumando las M.A. de todos los átomos que componen a la molécula.
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Por ejemplo:
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Calculemos la M.M.R de una sustancia cuya fórmula es C2H6O:
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M.M.R = 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46
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Para las sustancias iónicas o para las macromoléculas, donde no existen las moléculas, la denominación correcta sería masa fórmula en lugar de masa molecular, ya que en su cálculo se utiliza la fórmula empírica. (Aunque esta denominación sería la más estricta, la costumbre hace que se admita la denominación de masa molecular en todos los casos).
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Masa Molecular gramo o masa de la moléculagramo: es la masa de un mol de moléculas, y se obtiene añadiendo la unidad “gramo” a la M.M. En el ejemplo anterior, una moléculagramo de C2H6O tiene una masa de 46 g.
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Masa molecular absoluta: es la masa verdadera de una molécula y se obtiene añadiendo la unidad “uma” a la M.M. Siguiendo con el ejemplo dado, la masa de una molécula será de 46 uma o reemplazando una por su equivalente en g:
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46 x 1,66 x 10 - 24g = 7,636 x 10 -23 g.
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Volumen Molar: Se define así al volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia. Si ésta es un gas, el volumen ocupado por un mol es de 22,4 litros si se mide a 0o C y 1 atmósfera de presión, condiciones que se conocen con el nombre de “condiciones normales de presión y temperatura o C.N.P.T”, o simplemente, “condiciones normales: C.N.".
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Ahora estamos en condiciones de poder interpretar a la fórmula química con mayor profundidad, es decir desde el aspecto cuantitativo. Éste puede estudiarse según dos puntos de vista, para lo cual utilizaremos como ejemplo al CO2:
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a) Punto de vista molecular
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b) Punto de vista molar
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Ejercicios resueltos:
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1.- ¿Cuántos átomos de O hay en 8,55 g de Al2(SO4)3?
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M.M.: 27 x 2 + 32 x 3 + 16 x 12 = 342
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Masa de la moléculagramo: 342 g
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342 g de Al2(SO4)3 .......................... 12 x 6,023 x 1023 átomos de O
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8,55 g de Al2(SO4)3 ......................... x = 1,8 x 1023 átomos de O
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2.- ¿Cuántos átomogramos de S hay en 3 x 1022 “moléculas” de Al2(SO4)3?
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6,023 x 1023 moléc.......................... 3 átomogramos de S
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3 x 1022 moléc. .......................... x = 1,5 x 10 - 1 átomogramos de S
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3.- ¿Cuántos átomos de Al se habrán combinado con 2400 uma de O
para formar Al2(SO4)3?
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