Unidad 1: Conceptos básicos de química
Proceso aconsejable para el estudio de la química
Es fundamental el conocimiento de los conceptos básicos (materia, átomo,
elemento, compuesto, reacción química, etc.). Si los mismos no están claros, el
estudio de los temas resultará difícil e incluso incomprensible.
Dado que cada palabra que define los conceptos tienen su sentido propio,
deberán analizarse de manera tal de comprender el significado de cada término y de
las relaciones entre ellos. Para conseguir este objetivo se deberá proceder con
lentitud, de manera de dejar comprendido un tema antes de pasar al siguiente.
Planificar y distribuir las horas de estudio. Es fundamental que reflexiones y analices cada
uno de los temas. Siempre que sea posible, es conveniente que relaciones los temas con
observaciones de la vida cotidiana.
UNIDAD Nº 1: Leyes fundamentales de la química. Conceptos básicos de química.
Nomenclatura y Estequiometría
Leyes fundamentales de la química
Objeto de estudio de la Química. Aplicación del método científico en las ciencias
experimentales. Sistemas materiales. Propiedades extensivas e intensivas.
Propiedades Físicas y Químicas, Leyes fundamentales de la Química. Ley de
conservación de la masa. Ley de las proporciones constantes. Ley de las proporciones
múltiples. Ley de las proporciones recíprocas. Equivalente químico. Leyes volumétricas
de las combinaciones gaseosas.
Conceptos básicos de química
Concepto de átomo y molécula. Masas atómicas relativas y absolutas: métodos de
determinación. Conceptos de mol y volumen molar. Número de Avogadro. Relaciones
de combinación en masa y en volumen en las reacciones químicas.
Nomenclatura y estequiometría
Fórmulas químicas y Nomenclatura: Clásica y IUPAC. La ecuación química: conceptos.
Reacciones de formación de compuestos químicos: Óxidos, Ácidos, Bases y Sales.
Composición porcentual o centesimal. Fórmula empírica (mínima) y molecular. Tipos de
reacciones químicas: síntesis, desplazamiento, oxidación-reducción, etc. Balance de
ecuaciones químicas. Conceptos de coeficiente estequiométrico. Cálculos
estequiométricos. Pureza y rendimiento.
Objetivos
• Emplear el vocabulario técnico de los temas desarrollados en esta unidad.
• Distinguir entre propiedades físicas y químicas, y cambios físicos y químicos.
• Identificar formas diversas de materia: mezclas homogéneas y heterogéneas,
sustancia, compuestos y elementos.
• Utilizar fórmulas químicas para resolver distintos tipos de problemas.
• Relacionar nomenclatura con fórmula y carga de iones sencillos.
• Combinar iones sencillos para escribir nombre y fórmula de compuestos químicos.
Química General 11
Unidad 1: Conceptos básicos de química
• Interconvertir cantidades de masa, partículas y moles.
• Determinar la composición porcentual de compuestos.
• Determinar fórmulas a partir de datos de composición.
• Comprender el concepto de conservación de las masas en reacciones químicas
ordinarias.
• Aplicar los conceptos de mol, masa molar, Número de Avogadro y volumen molar
en problemas de estequiometría de reacción.
• Reconocer la importancia de reactivo limitante, pureza y rendimiento de una
reacción química y su repercusión en los procesos químicos.
Glosario
Anión: ion con carga negativa.
Átomo: partícula más pequeña de un elemento que conserva su identidad química
cuando es sometida a cambios físicos y químicos.
Cambio físico: cambio que se produce cuando una sustancia pasa de un estado físico
a otro sin que se formen sustancias de composición diferente.
Cambio químico: cambio en el que se forman una o más sustancias nuevas.
Catión: ion con carga positiva.
Composición porcentual: porcentaje en masa de un elemento en un compuesto.
Estequiometría de reacción: descripción de las relaciones cuantitativas entre
sustancias que experimentan cambios químicos.
Fórmula: combinación de símbolos de elementos químicos que indica la composición
química de una sustancia.
Fórmula mínima: proporción de número entero más pequeña de átomos en un
compuesto, también recibe el nombre de fórmula empírica.
Función química: propiedades comunes que caracterizan a un grupo de sustancias
que tienen estructura semejante; por ejemplo, óxidos, ácidos, etc.
Ion: átomo o grupos de átomos con carga eléctrica. Un ion positivo es un catión, un ion
negativo es un anión.
Masa: medida de la cantidad de materia de un objeto. La masa suele medirse en
gramos o kilogramos.
Masa molar: masa expresada en gramos de un mol de sustancia.
Masa o Peso Atómico: masa promedio de los isótopos de un elemento según su
abundancia relativa en la naturaleza, se mide en unidades de masa atómica (uma).
Masa o Peso molecular: es la masa, en unidades de masa atómica (uma), de una
molécula. Se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que aparecen en la
fórmula química.
Materia: todo lo que tiene masa y ocupa espacio.
Química General 12
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Mezcla: muestra de materia que se compone de cantidades variables de dos o más
sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades.
Mezcla heterogénea: mezcla que no tiene propiedades ni composición uniforme en
todas sus partes.
Mezcla homogénea: mezcla de composición y propiedades uniformes en todas sus
partes.
Molécula: entidad eléctricamente neutral que consta de más de un átomo.
Mol: unidad de medida para cantidad de materia. La masa de un mol es
numéricamente igual a la masa molecular o atómica expresada en gramos. También es
una cantidad de partículas (moléculas, átomos, iones o electrones) contenidas en un
mol y equivalente a 6,022x10
23
(Número de Avogadro).
Número Atómico: número de protones que hay en el núcleo de un átomo que es igual
al número de electrones si el átomo está en su estado estacionario (neutro).
Número másico: suma del número de protones y neutrones que hay en el núcleo de
un átomo.
Productos: sustancias que se forman a partir de un cambio químico.
Propiedades: características que describen la materia. Las propiedades químicas son
aquellas que se muestran o se miden cuando la materia experimenta un cambio
químico. Las propiedades físicas son aquellas que se muestran o se miden cuando la
materia experimenta un cambio físico.
Propiedad extensiva: propiedad que depende de la cantidad de materia en una
muestra.
Propiedad intensiva: propiedad que no depende de la cantidad de materia en una
muestra.
Reactivos: sustancias que desaparecen durante un cambio químico.
Símbolo químico de un elemento: letra o grupo de letras que identifica (representa)
un elemento químico.
Sustancia: tipo de materia con composición química definida.
Unidad de masa atómica (uma): un doceavo de la masa del isótopo del carbono 12.
Unidad que se utiliza para establecer masas atómicas y moleculares.
Volumen Molar: volumen de un mol de sustancia gaseosa, en CNPT (1 atm y 273 K),
cualquier gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L.
Química General 13
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Preguntas de orientación
1.- ¿Cómo se clasifica la materia? Elabore un mapa conceptual.
2.- En base al mapa conceptual indicar como separaría los componentes de un sistema
material.
3.- ¿Cómo diferencia usted una propiedad intensiva de una extensiva?
4.- Defina qué es un átomo, una molécula y un mol.
5.- ¿Qué entiende por “Proporciones Múltiples”? y ¿“Recíprocas”?
6.- ¿Qué es una fórmula química, cómo se simboliza y qué representa? ¿Qué es
función química?
7.- Diferencie los términos reacción química y ecuación química.
Química General 14
Unidad 1: Conceptos básicos de química
REPASANDO CONCEPTOS
FÓRMULAS Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS QUÍMICOS
Fórmulas Químicas
Así como los elementos se representan por símbolos, las moléculas o compuestos
se representan mediante fórmulas. Estas fórmulas moleculares agrupan los símbolos
de los elementos que componen la molécula. Cada uno de estos símbolos se ve
afectado por un subíndice numérico que indica la cantidad de átomos de dichos
elementos que forman la molécula (el subíndice 1 no se escribe).
Ejemplos: O
2
significa que la molécula está formada por 2 átomos de oxígeno. NH
3
significa que la molécula está formada por 1 átomo de nitrógeno y 3 átomos de
hidrógeno.
Cuando el compuesto es binario el siguiente diagrama ayuda para la
determinación de los subíndices del compuesto formado.
Al
3+
O
2-
Al
2
O
3
Esto significa que por cada dos cationes Aluminio (6 cargas +), se necesitan tres
aniones Oxígeno (6 cargas -).
Composición porcentual y fórmula de compuestos:
Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se puede
expresar como porcentaje en masa de cada elemento presente en el compuesto.
Ejemplo: Para el dióxido de carbono (CO
2
), el porcentaje de Carbono se calcula:
% =
× =
,
,
= , %
El porcentaje de Oxígeno se calcula:
% =
í
× =
,
,
= , %
Nótese que la suma de los porcentajes da siempre el 100%.
Fórmula mínima o empírica: Es la proporción más pequeña de números enteros de
átomos presentes. Se calcula a partir de la composición porcentual.
Química General 15
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Fórmula molecular: Indica el número real de átomos presentes en una molécula del
compuesto. Puede ser igual al de la fórmula mínima o un múltiplo entero de ésta. Se
calcula a partir de la Fórmula empírica y de la masa molar del compuesto.
Determinación de la fórmula empírica a partir de la composición porcentual:
Calcular la fórmula empírica de un compuesto que contiene 50,1% de S y 49,9%
de O en masa.
1- Calcular el número de moles de cada uno, suponiendo 100 g de compuesto:
mol átomos de S = 50,1 g S x (1mol S / 32,1 g S) = 1,56 moles S
mol átomos de O = 49,9 g O x (1mol O / 16 g O) = 3,12 moles O
2- Calcular la proporción de números enteros para cada elemento (dividiendo por el
menor valor)
S =
(1,56/1,56) =
1 S
SO
2
O =
(3,12/1,56) =
2 O
Determinación de la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica y de la
masa molar:
La fórmula empírica del ácido acético (el ingrediente más importante del vinagre)
es CH
2
O. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto si se sabe que su masa molar
aproximada es de 60g?
1- Primero se calcula la masa molar que corresponde a la fórmula empírica (CH
2
O =
30,03g) luego se divide la masa molar del compuesto por la masa molar de la fórmula
empírica.
2
03,
30
00
,60
==
=
g
g
empírica
fórmulamolarmasa
compuestodel
molarmasa
n
Lo que implica que existe el doble de masa y de átomos en la fórmula molecular
en relación con la fórmula empírica. La fórmula molecular debe ser C
2
H
4
O
2
Capacidad de Combinación o Valencia
Al combinarse, real o formalmente, átomos distintos entre sí para dar una molécula
de un compuesto concreto, definido, lo hacen siempre en una misma proporción. Por
ejemplo, se sabe experimentalmente que:
• Para formar el HCl, el Hidrógeno y el Cloro se combinan en una relación 1:1.
• Para formar el H
2
O, el Hidrógeno y el Oxígeno se combinan en una relación 2:1.
• Para formar el NH
3
, el Hidrógeno y el Nitrógeno se combinan en una relación
3:1.
Química General 16
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Si se define la capacidad de combinación o valencia de un elemento como el
número de H que se combinan con él, se observa que en lo mencionado anteriormente:
el cloro tiene una valencia de 1, el oxígeno de 2 y el nitrógeno de 3.
Si se sigue un criterio similar, se puede verificar la capacidad de combinación de
cualquier elemento respecto al oxígeno (valencia 2).
Existen algunos elementos que no dan un solo óxido, sino dos o más de
composición definida. Esto se debe a que dichos elementos pueden actuar con
distintas valencias.
Número de oxidación:
El número de oxidación de un elemento puede definirse como el número de
electrones que el átomo cede, gana o comparte en una unión química. En la práctica,
corresponde a la carga que tendría un átomo en un compuesto, suponiendo que todas
las uniones de ese átomo fuesen iónicas (pueden ser positivas o negativas ¿Cuáles
son las reglas para asignar los números de oxidación?
El número de oxidación de cualquier sustancia elemental es cero. (Por ejemplo:
H
2
, O
2
, P
4
).
La suma de los estados de oxidación de los diferentes átomos involucrados en
una molécula es siempre cero. Si se trata de un ion, la suma debe ser igual a la
carga del mismo.
El hidrógeno tiene estado de oxidación de (+1) en todos los compuestos (Por
ejemplo: H
2
O, HNO
3
), salvo cuando forma hidruros metálicos en cuyo caso es
de (-1). Por ejemplo: NaH, CaH
2
.
El oxígeno tiene estado de oxidación de (-2) (Por ejemplo: Na
2
O, CO
2
), excepto
cuando forma peróxidos en cuyo caso es (-1) Por ejemplo: H
2
O
2
, CaO
2
.
NOMENCLATURA
Existen tres tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos:
• Nomenclatura Sistemática
• Nomenclatura de Numerales de Stock
• Nomenclatura Tradicional
En esta reseña se van a exponer las formas de nombrar a las principales familias de
compuestos inorgánicos en los tres tipos de nomenclatura.
Nomenclatura Sistemática
Tiene en cuenta el número de átomos de cada elemento que forman la molécula.
Para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el
primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber
confusión posible debido a que tenga un único estado de oxidación.
Química General 17
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Prefijos griegos Número Prefijos griegos Número
mono- 1 hexa- 6
di- 2 hepta- 7
tri- 3 octa- 8
tetra- 4 nona- 9
penta- 5 deca- 10
Ejemplos:
N
2
O
3
trióxido de dinitrógeno
CrBr
3
tribromuro de cromo
CO monóxido de carbono
Nomenclatura de numerales de Stock:
Consiste en el nombre genérico de la función a la que pertenece (óxido, hidruro,
hidróxido, etc.), seguido del nombre del elemento y un número romano entre paréntesis
que indica el número de oxidación.
Ejemplos: N
2
O
3
óxido de nitrógeno (III)
CrBr
3
bromuro de cromo (III)
CO óxido de carbono (II)
Nomenclatura Tradicional o Clásica:
Aquí se indica el estado de oxidación del elemento que forma el compuesto con
una serie de prefijos y sufijos.
Química General 18
Unidad 1: Conceptos básicos de química
COMPUESTOS INORGÁNICOS:
Son aquellos que no contienen al elemento carbono, excepto los óxidos de
carbono y carbonatos. Los compuestos pueden ser binarios, ternarios, cuaternarios,
etc., según el número de elementos químicos que los componen.
COMPUESTOS BINARIOS:
Son aquellos que están formados por dos elementos químicos. Entre ellos se
encuentran:
• Óxidos
• Hidruros e hidrácidos
• Sales binarias
• Cuando el elemento tiene sólo un estado de oxidación se
utiliza el nombre del elemento como tal.
Ej. Óxido de calcio (CaO)
• Cuando tiene dos estados de oxidación diferentes se
usan (de menor a mayor)
-oso -ico
Ej. Óxido ferroso (FeO)
Óxido férrico (Fe
2
O
3
)
• Cuando tiene tres estados de oxidación distintos se usan
(de menor a mayor)
hipo- … -oso -oso -ico
Ej. Anhídrido (óxido) hiposulfuroso (SO)
Anhídrido (óxido) sulfuroso (SO
2
)
Anhídrido (óxido) sulfúrico (SO
3
)
• Cuando tiene cuatro estados de oxidación distintos se
utilizan (de menor a mayor)
hipo- … -oso -oso -ico per - .... -ico
Ej.: Anhídrido (óxido) hipocloroso (Cl
2
O)
Anhídrido (óxido) cloroso (Cl
2
O
3
)
Anhídrido (óxido) clórico (Cl
2
O
5
)
Anhídrido (óxido) perclórico (Cl
2
O
7
)
Química General 19
Unidad 1: Conceptos básicos de química
ÓXIDOS: El oxígeno tiene estado de oxidación -2.
Son compuestos químicos binarios formados por la unión del oxígeno con otro
elemento de la Tabla Periódica.
Óxidos básicos
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal.
O
2
+ 2Fe 2FeO
Ejemplo Sistemática
o de atomicidad
Numerales de Stock Tradicional
K
2
O monóxido de dipotasio óxido de potasio óxido de potasio
Fe
2
O
3
trióxido de dihierro óxido de hierro(III) óxido férrico
FeO monóxido de hierro óxido hierro(II) óxido ferroso
SnO
2
dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánnico
Óxidos ácidos
Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal.
O
2
+ 2Cl
2
2Cl
2
O
Ejemplo Sistemática o de
atomicidad
Numerales de Stock Tradicional
Br
2
O monóxido de dibromo óxido de bromo (I) anhídrido hipobromoso
Br
2
O
3
trióxido de dibromo óxido de bromo (III) anhídrido bromoso
Br
2
O
5
pentóxido de dibromo óxido de bromo (V) anhídrido brómico
Br
2
O
7
heptóxido de dibromo óxido de bromo (VII) anhídrido perbrómico
SO monóxido de azufre óxido de azufre (II) anhídrido hiposulfuroso
SO
2
dióxido de azufre óxido de azufre (IV) anhídrido sulfuroso
SO
3
trióxido de azufre óxido de azufre(VI) anhídrido sulfúrico
Cl
2
O
7
heptóxido de dicloro óxido de cloro(VII) anhídrido perclórico
HIDRUROS
Son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con otro
elemento químico.
Hidruros metálicos: El hidrógeno tiene estado de oxidación -1.
Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal.
H
2
+ 2Na 2NaH
Química General 20
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Ejemplo Sistemática o de atomicidad Numerales de Stock Tradicional
KH monohidruro de potasio hidruro de potasio hidruro de potasio
NiH
3
trihidruro de níquel hidruro de níquel(III) hidruro niquélico
PbH
4
tetrahidruro de plomo hidruro de plomo(IV) hidruro plúmbico
Hidruros no metálicos: El hidrógeno tiene estado de oxidación +1.
Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal.
3H
2
+ N
2
2NH
3
Ejemplo Nombre más usado Sistemática o atomicidad Tradicional
NH
3
Amoníaco Trihidruro de nitrógeno Nitruro de hidrógeno
PH
3
Fosfina Trihidruro de fósforo Fosfuro de hidrógeno
BH
3
Borano Trihidruro de boro Boruro de hidrógeno
AsH
3
Arsina Trihidruro de arsénico Arseniuro de
hidrógeno
SbH
3
Estibina Trihidruro de antimonio Antimoniuro de
hidrógeno
CH
4
Metano Tetrahidruro de carbono Carburo de hidrógeno
SiH
4
Silano Tetrahidruro de silicio Siliciuro de hidrógeno
H
2
O Agua Dihidruro de oxígeno Oxigenuro de
hidrógeno
HIDRÁCIDOS
Son aquellos hidruros no metálicos que forman disolución ácida en agua, se
nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado puro. Si están puros
se nombran con la terminación-uro de hidrógeno y si están en solución acuosa ácido -
hídrico.
H
2
+ Br
2
2HBr
Química General 21
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Ejemplo Nombre tradicional
(Hidruro)
Nombre usual en disolución acuosa
(Hidrácidos)
HF fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
HCl cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico
H
2
S sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico
H
2
Se seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico
H
2
Te telururo de hidrógeno Ácido telurhídrico
COMPUESTOS TERNARIOS:
Son aquellos que están formados por tres elementos químicos. Entre ellos se
encuentran:
• Hidróxidos (o Bases)
• Oxoácidos
• Oxosales
HIDRÓXIDOS
Son compuestos formados por la unión de un óxido básico con el agua.
Na
2
O + H
2
O 2Na(OH)
Ejemplo Sistemática o de
atomicidad
Numerales de Stock Tradicional
LiOH Hidróxido de litio Hidróxido de litio Hidróxido de litio
CuOH Hidróxido de cobre Hidróxido de cobre (I) Hidróxido cuproso
Cu(OH)
2
Dihidróxido de cobre Hidróxido de cobre (II) Hidróxido cúprico
Fe(OH)
2
Dihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (II) Hidróxido ferroso
Fe(OH)
3
Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (III) Hidróxido férrico
Disociación iónica de hidróxidos:
Los hidróxidos cuando se disuelven en agua, se ionizan. En todos los casos se
forma un catión metálico y la cantidad necesaria de hidróxido para neutralizar las
cargas de dicho catión. Se dice que, “un hidróxido es todo compuesto capaz de liberar
aniones oxidrilos”.
Química General 22
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Ejemplo:
NaOH OH
-
+ Na
+
OXOÁCIDOS
Son compuestos ternarios formados por oxígeno, hidrógeno y un no metal, se
obtienen al agregar agua al correspondiente óxido ácido. Fórmula general H
a
X
b
O
c
(aquí
X es un no metal).
En la nomenclatura sistemática, el nombre de los ácidos se forma con un
prefijo griego que indica el número de átomos de oxígeno, seguido de oxo-, luego la
raíz del no metal con terminación ato y finalmente de hidrógeno.
Por ejemplo: el H
2
CO
3
se denomina “trioxocarbonato de hidrógeno”
La nomenclatura por numerales de Stock el nombre se forma con la raíz del
no metal con terminación ato, seguido del estado de oxidación en números romanos
entre paréntesis y por último de hidrógeno.
Por ejemplo: H
2
CO
3
se denomina Carbonato (IV) de hidrógeno.
La nomenclatura tradicional no cambia con respecto a los óxidos de los que
provienen sólo que comienza con la palabra ácido.
Oxoácidos formados por elementos con un solo número de oxidación:
Se nombran: primero la palabra ácido, luego la raíz del nombre del no metal y
por último el sufijo ico.
Por ejemplo: H
2
CO
3
se denomina Ácido carbónico.
(Aclaración : Carbono tiene número de oxidación +4)
Oxoácidos formados por elementos con dos números de oxidación:
Se utilizan los sufijos oso e ico respectivamente
Por ejemplo: HNO
2
se denomina Ácido nitroso.
Por ejemplo: HNO
3
se denomina Ácido nítrico.
(Aclaración: Nitrógeno tiene número de oxidación +3 y +5)
Oxoácidos formados por elementos con tres números de oxidación:
Se denominan: para el menor con el prefijo hipo y el sufijo oso, para el del
medio el sufijo oso y para el mayor el sufijo ico.
Por ejemplo: H
2
SO
2
se denomina Ácido hiposulfuroso.
Por ejemplo: H
2
SO
3
se denomina Ácido sulfuroso.
Por ejemplo: H
2
SO
4
se denomina Ácido sulfúrico.
Química General 23
Unidad 1: Conceptos básicos de química
(Aclaración: Azufre tiene número de oxidación +2, +4 y +6)
Oxoácidos formados por elementos con cuatro números de oxidación:
Se denominan: para el menor con el prefijo hipo y el sufijo oso, para el siguiente
el sufijo oso, para el siguiente el sufijo ico y para el mayor el prefijo per y el sufijo ico.
Por ejemplo: HClO se denomina Ácido hipocloroso.
Por ejemplo: HClO
2
se denomina Ácido cloroso.
Por ejemplo: HClO
3
se denomina Ácido clórico.
Por ejemplo: HClO
4
se denomina Ácido perclórico.
(Aclaración: Cloro tiene número de oxidación +1, +3, +5 y +7)
Ejemplo Numerales de Stock Sistemática o de
atomicidad
Tradicional
Cl
2
O
7
+ H
2
O = 2HClO
4
Clorato (VII) de
hidrógeno
Tetraoxoclorato de
hidrógeno
Ácido perclórico
SO + H
2
O = H
2
SO
2
Sulfato (II) de
hidrógeno
Dioxosulfato de
hidrógeno
Ácido hiposulfuroso
SO
2
+ H
2
O = H
2
SO
3
Sulfato (IV) de
hidrógeno
Trioxosulfato de
hidrógeno
Ácido sulfuroso
SO
3
+ H
2
O = H
2
SO
4
Sulfato (VI) de
hidrógeno
Tetraoxosulfato de
hidrógeno
Ácido sulfúrico
N
2
O
3
+ H
2
O = 2HNO
2
Nitrato (III) de
hidrógeno
Dioxonitrato de
hidrógeno
Ácido nitroso
N
2
O
5
+ H
2
O = 2HNO
3
Nitrato (V) de
hidrógeno
Trioxonitrato de
hidrógeno
Ácido nítrico
El nitrógeno no forma oxoácidos con todos sus estados de oxidación, solo lo
hace con 3 y la 5.
Por otra parte, algunos no metales como el fósforo, el arsénico, el antimonio, etc.
forman ácidos especiales con distinto “grado de hidratación” según se agregue 1, 2 ó 3
moléculas de agua llevando los prefijos meta-, piro- (o di-), y orto- respectivamente. La
nomenclatura tradicional es la más utilizada, en este caso se puede omitir el prefijo en
el caso orto.
Ejemplo Tradicional
P
2
O
5
+ H
2
O = 2 HPO
3
Ácido metafosfórico
P
2
O
5
+ 3H
2
O = 2H
3
PO
4
Ácido ortofosfórico o fosfórico
Química General 24
Unidad 1: Conceptos básicos de química
Algunos elementos se comportan como metales y como no metales y por eso
pueden formar oxoácidos, como el cromo y el manganeso.
Ejemplo Nomenclatura tradicional
H
2
CrO
4
Ácido crómico
H
2
MnO
3
Ácido manganoso
H
2
MnO
4
Ácido mangánico
HMnO
4
Ácido permangánico
Al escribir la fórmula de un oxoácido, primero se anotan los hidrógenos, luego el
no metal (o el metal de transición con estado de oxidación alto) y por último los
oxígenos.
El estado de oxidación del oxígeno es (-2) y el del hidrógeno (+1), el no metal
tendrá un estado de oxidación positivo. La suma de los números de oxidación
positivos debe compensar la de los números negativos.
Dicho de otra forma, considerando la fórmula general de un oxoácido H
a
X
b
O
c
deberá cumplirse:
× + ×
(
º ó
)
+ × (−) =
o sea:
b
ac
Xdeoxidación
den
−
=
2
º
Reglas nemotécnicas:
1- Prestar atención al sufijo (¿oso, ico?) y al posible prefijo (¿hipo, per?), que dan una
pista u orientación sobre el número de oxidación del átomo central.
2- Tener en cuenta que, si los hay, los prefijos meta/piro/orto indican distinto “grado de
hidratación”.
3- Una vez considerados los apartados anteriores, será fácil hallar la fórmula del ácido que
se pide por tanteo del número de H y O, porque la sumatoria de los números de
oxidación de todos los átomos debe ser nula. Para los ácidos simples, puede tenerse en
cuenta que:
Si el número de oxidación del elemento central es impar, el número de H en la
fórmula será 1 (no hay que olvidar que el número de oxidación del O es –2, o sea,
par). Al estado de oxidación del elemento central se le suma 1 y a esa suma se la
divide por 2 para calcular el número de O.
Si el número de oxidación del elemento central es par, el número de H en la fórmula
será 2. Al estado de oxidación del elemento central se le suma 2 y a esa suma se la
divide por 2 para calcular el número de O.
Química General 25
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