Resumo nomenclatura Quimica em Espanhol

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UNIDAD III 
 
Clasificación de los compuestos: 
• Binarios – 2 comp. (óxidos, hidruros y ciertos ácidos) 
• Ternarios – 3 comp. (hidróxidos, ácidos y algunas sales) 
• Cuaternarios – 4 comp. (algunas sales) 
 
Nomenclatura de los compuestos: 
• Sistema de prefijos griegos – OXIDOS ÁCIDOS (NmO), 
cuenta el núm. de átomos de cada elem. que forma la 
moléc. 
• Sistema de Stock – pone el núm. de oxidación entre 
paréntesis y núm. romanos, y si hay solo un número de 
oxidación no pone nada. 
• Sistema Antiguo o Tradicional – adiciona ICO o OSO a lo 
elemento electro positivo 
 
Que es estado de Oxidación - A+B se rompen y lo ++ fuerte lleva 
los electrones o sea un gana y otro pierde, estas cargas adquiridas 
son el estado de oxidación. 
 
Estados de oxidación: 
• Suma de todos los estados de oxidación = 0 
• Estados de oxidación grupo IA = +1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr y 
Ag del grupo IB 
• Estados de oxidación del grupo IIA - +2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 
Ra y Zn y Cd del grupo IIB 
• Estado de oxidación del H = +1 
• Estado de Oxidación del O = -2 
OBS: PERÓXIDO oxígeno con estado de oxidación -1 
 
 
FUNCIONES QUÍMICAS 
Hidruros – H al final 
Óxidos – termina con O 
Hidróxido - termina en OH 
Ácidos - comienza con H 
Sales – las q sobran 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Binarios 
GRUPO FUNCIONAL 
H +/- 1 
O -2 
OH -1 
H+1 
Óxidos 
Óxidos Básicos = MO 
• Compuesto iónico 
• M + Nm = enlace iónico 
• Valencia Baixa 
MO + H2O = HIDRÓXIDO O BASE 
 
Óxidos Ácidos = NmO 
• Compuesto covalente 
• Nm + Nm = enlace covalente 
• Valencia Alta 
NmO + H2O = ÁCIDO 
ÓXIDOS BÁSICOS MO 
Nomenclatura: 
• TRADICIONAL o ANTIGUO 
• Si solo tiene uma sola valencia = Óxido de calcio 
• Para los metales que tiene más de un número de oxidación 
= OSO (menor) ICO (mayor) 
• SE NECESÁRIO SIMPLIFICAR 
 
ÓXIDOS ÁCIDOS NmO 
Nomenclatura: 
• PREFIJOS GRIEGOS (subíndice de los elem.) 
• Óxido primero y después el Nm 
• SI NECESARIO SIMPLIFICAR 
• Ej: Dióxido de Azufre = SO2 (simplificou aqui) 
 
 
HIDRÓXIDOS 
Óxido Básico + H2O = Hidróxido 
NÚMERO DE H2O = AL DE O 
ICO y OSO también son utilizados = TRADICIONAL o ANTIGUO 
 
Nomenclatura: 
BaO + H2O = Ba(OH)2 = Hidróxido de bário o bárico 
Ga2O3 + 3H2O = 2Ga (OH)3 = Hidróxido de gálio o gálico 
SIMPLIFICAR CUANDO NECESARIO 
 
pero no olvidar que a veces al simplificar los números no son 
iguales en los dos lados, así que es necesario poner el número 
grande en la frente para que tenga lo mismo en los dos lados. 
 
 
HIDRURO NO METÁLICO 
HNm 
Nomenclatura: 
final URO 
Ej: S + H2 = SulfURO de Hidrógeno 
HCl = clorURO de hidrógeno 
H2S = sulfURO de hidrógeno o sulfURO de dihidrógeno 
 
 
Ácidos 
Óxido Ácido + H2O = Ácido (OXÁCIDO) 
Hidruro no metálico + H2O = Ácido (HIDRÁCIDO) 
 
ÁCIDOS OXÁCIDOS 
HNmO 
PER ... ICO 
ICO 
OSO 
HIPO ... OSO 
 
• El subíndice del No Metal siempre será 1, el H y O es 
variable 
• Pode trabajar con cualquiera de las valencias que el 
elemento tenga 
• Oxígeno debe ser el negativo así que no se puede poner el 
FLUOR porque es más EN, y así eso no puede pasar pues 
para formar un óxido el O debe ser -2 
• Así que no puede existir ácidos Oxácidos con FLUOR, pero 
Ácidos Hidrácidos sí ay. 
• Grupo 7A puede actuar con todas las valencias que tienen 
(Cl, B y I) 
 PER ... ICO (cuando hay 4 valencias) 
 ICO (si no, empezar acá) 
 OSO 
 HIPO ... OSO 
 Ej: HClO4 = Ácido PERclórICO 
HClO3 = Ácido clórICO 
HClO2= Ácido clorOSO 
HClO = Ácido HIPOclorOSO 
 
Casos especiales que no se nombra como los otros 
• P y Ar: 
o Meta 
o Piro 
o Orto = a veces en los ejercicios no se pone 
 
 
 HIDRÁCIDOS 
HNm + H2O = hidrácido 
• No metales generalmente del grupo 17(valencia -1) y del 16 
(valencia -2) 
• Eses no metales actúan siempre con la menor valencia que 
tienen y con ele menor número de oxidación que poseen (y 
negativo) 
 
Nomenclatura: 
• Se pone el H primero en las letras, pero se nombra el No 
metal primero 
• Eses elementos cumplen la teoría del octeto = hacen 
enlaces iónicos 
 
• OBS – cuando hay (Ac) o +H2O significa que está en agua 
(acuoso) entonces se nombra con HÍDRICO 
• final URO = Hídrico 
• Sulfuro de Hidrógeno = Ácido Sulfhírdrico 
 
• ANIONES = NO METALES 
o Separación de uno o más iones de hidrógeno de las 
moléculas del ácido = anión 
 
Si el ÁCIDO termina en OSO = será ITO 
Si termina en ICO = será ATO 
 
Ej: Ácido Sulfuroso – aníon sulfito 
Ácido Perclórico – aníon perclorato 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sales 
Sales pueden ser: neutras, ácidas, básicas y mixtas 
 
SALES NEUTRAS 
- Oxisales = MNmO 
Reemplazo TOTAL de los H del ácido por el metal del Hidróxido 
(base) = produciendo sal y agua 
Ej: H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O 
Ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = sulfato de cálcio + agua 
ICO = ATO 
OSO = ITO 
 
- Hidrasales (sales binárias) = MNm 
Neutralización de un hidróxido y un hidrácido 
 
Nomenclatura: 
• El anión (no metal) siempre va a tener la terminación -uro y 
el catión (metal) igual al hidróxido (sistema antiguo o 
tradicional) 
• Cuando el catión (metal) posee más de un núm. de 
oxidación poner ICO o OSO 
Ej: Na(OH) + HCl = NaCl + H2O (cloruro de Sódio = NaCl) 
Hidrácidas o Hidrasales (sales binárias) = MNm 
 
 
TEORÍA ÁCIDO BASE DE BRONSTED Y LOWRY 
En 1923 Johannes Nicolaus Bronsted (químico danés) y Thomas 
Martin Lowry, químico inglés propusieran que: 
Un ácido es una sustancia que cede H+ y una base es 
aquella que acepta H+ 
(un protón es un átomo de H que ha perdido su electrón, lo que 
queda es el catión H+) 
• Para que un ácido ceda protones debe necesariamente 
existir otra especie química que los acepte 
• Cuantos más iones de hidrógenos u oxhidrilo (OH) haya en 
SOLUCIÓN más fuerte será el ácido o la base 
• La fuerza de un ácido o una base depende del grado de 
disociación, los más fuertes está TOTALMENTE disociados 
y el equilibrio de la reacción está desplazado hacia los 
PRODUCTOS 
• Conociendo la concentración de iones de H+ o OH- se puede 
conocer el pH de la solución y su grado de disociación 
 
pH 
Es una forma de medir la acidez o alcalinidad de las soluciones, o 
sea: 
- escala que mide si una sustancia es neutra, ácida o alcalina 
en función de la concentración de protones presentes en un 
medio. 
Agua es una solución neutra porque se disocia muy poco y produce 
iones protones hidronios y oxhidrilos 
H2O = H+ + OH- 
Para el agua la cantidad de protones y oxhidrilos disociados es la 
misma 
 H+ = OH- = 10-7 
- CÁLCULO pH: 
pH = -log H+ 
pH 7 = neutra (agua destilada y desmineralizada posee este pH) 
pH menor que 7 = ácida 
pH mayor que 7 = alcalina 
 
- CÁLCULO pOH: 
 pOH = -log OH- 
La suma de pH + pOH = 14 así se puede calcular una conociendo 
el otro 
 
OBS: 
• estas fórmulas se pueden utilizar cuando se trata de ácidos 
y bases fuertes, que se disocian TOTALMENTE, liberando 
iones H o iones OH. 
• En otros casos se usará la CONSTANTE DE EQUILIBRIO 
Ka 
 
 
 
 
 
 
 
 
pH sanguíneo 
• Oscila entre 7,35 y 7,45 por lo tanto todos los líquidos 
biológicos son ligeramente alcalinos 
• Riñón es un ejemplo de sistema regulador que mantiene el 
pH dentro d eses valores 
• pH menor a 7,35 = ACIDOSIS 
• pH superior a 7,45 = ALCALOSIS 
o Ej: intoxicaciones con ácidos o álcalis = producen 
acidosis o alcalosis metabólica 
o Falta de oxígeno = acidosis respiratória 
o Hiperventilación = alcalosis respiratória 
 
 
Reacciones 
• Reacción química = fenómeno químico que se produce• Ecuación química = coloca las fórmulas de los reactivos 
separada de los productos por una flecha que simboliza 
transformación. Los reactivos se separan por un signo de + 
Reacciones químicas se dividen en 2 grupos: 
• Las que los átomos de las sustancias intervinientes 
conservan sus estados de oxidación 
• Las que intervienen átomos que modifican sus estados de 
oxidación en la formación de productos = óxido-reducción – 
REDOX 
 
 
 
 
 
Oxidación y Reducción conceptos 
• 2 elementos cambian su estado de oxidación = un se reduz 
y otro se oxida 
Ej: H2 + CuO = H2O + Cu 
 H Oxidou 
 
 Cu Reduziu 
 
• Toda sustancia simple que pasa a ser compuesta = REDOX 
(porque toda sustancia simple tiene núm. de oxidación 
CERO) 
• PIERDE electrones = REDUCTOR 
• GANA electrones = OXIDANTE 
• El núm. de electrones cedidos en la oxidación es igual al 
núm. de electrones captados en la reducción 
 
Oxidación = aumento de carga POSITIVA de un ion, átomo o grupo 
de átomos, por cesión de uno o varios electrones 
Reducción = disminución de la carga POSITIVA de un ion, átomo o 
grupo de átomos, por la captación de uno o varios electrones 
 
 
 
 
 
 
 
AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES 
Cuando la 
sustancia 
Electrones Cargas Valencia 
positiva 
Actúa como 
OXIDA CEDE + AUMENTA REDUCTOR 
REDUZ ADQUIERE - DISMINUYE OXIDANTE 
 
O sea: 
• El que capta electrones es un oxidante, pero a sí mismo se 
reduce 
• El que cede electrones es un reductor y a sí mismo se oxida 
Estas reacciones se dan permanentemente en la naturaleza y en 
también en nuestro cuerpo 
OXIDACIONES Y REDUCCIONES BIOLÓGICAS 
En nuestro metabolismo ay procesos REDOX ya que en la 
respiración aeróbica existe una cadena transportadora de 
electrones, entonces: 
• La CTE tiene complejos enzimáticos, destacase los 
CITOCROMOS 
• Eses aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) PARES de 
electrones de manera secuencial, entonces: el primero cede 
electrones al segundo, el segundo al tercero… 
• Y el aceptor final se reduce definitivamente 
• En este proceso los electrones van liberando energía que se 
aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma 
de ATP 
 
 
SOLUCIONES ACUOSAS 
 
• SOLUCIONES = sistemas homogéneos formados por dos o 
más especies químicas o sustancias puras. 
• Las soluciones en que el agua es el medio de disolución se 
denominan SOLUCIONES ACUOSAS 
• La sangre y todos los líquidos biológicos, inclusive el 
citoplasma celular, son SOLUCIONES ACUOSAS 
 
SOLUTO Y SOLVENTE 
Al componente más abundante en la solución se lo llama 
SOLVENTE y al menos abundante SOLUTO 
Ej: sal y agua, la sal = soluto / el agua = solvente 
 
SOLVENTE ES AQUELLA SUSTANCIA CUYO ESTADO FÍSICO 
ES EL MISMO QUE EL QUE PRESENTA LA SOLUCIÓN 
 
SOLUBILIDAD Y SATURACIÓN 
• Solubilidad = máx. concentración de un soluto en un 
determinado solvente a una cierta temperatura capaz de 
disolverse 
• Generalmente pero no siempre = mayor temperatura = 
mayor solubilidad 
• La solubilidad de una sustancia en un determinado solvente 
y a una cierta temperatura es definida por la concentración 
de su SOLUCION SATURADA 
 
 
• Solución Saturada = solución que alcanzó la concentración 
máxima a una temperatura predeterminada/prefijada 
• Soluciones INSATURADAS = concentración es menor a su 
solubilidad, por lo tanto, se puede agregar más soluto y este 
seguirá disolviendo 
• Soluciones SOBRESATURADAS = soluto ya o se 
disuelve, porque la concentración es mayor a su solubilidad 
 
 
EXPRESIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN 
CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN = relación entra la 
cantidad de soluto y la de solvente o de solución a una determinada 
temperatura 
Se puede expresar la concentración de una solución de muchas 
formas: 
• Porcentajes – 
o % P/P = PESO/PESO = 2g soluto/ 100g solución 
(ese a veces se ve como P/M masa) 
o % P/V = PESO/VOLUMEN = 2g soluto/ 100ml 
solución 
o % V/V = VOLUMEN/VOLUMEN = 2ml soluto/ 100ml 
solución 
Ej: Que concentración de % P/P tendrá una solución de glucosa 
formada por 250g de glucosa en 120g solución? 
250g soluto – 120g solución 
Xg soluto – 100g solución 
 X= 20,83% P/P 
• Molaridad - (moles de soluto/litro solución) Ej: 0,1M 
• Molalidad - (moles de soluto/ 1000gr de solvente) Ej: 3m 
• Normalidad – (equivalentes de soluto/1litro de solución) Ej: 
Solvente x 2,5N = 2,5 
• g/l – gramos de soluto/litro de solución 
• mg/dl – miligramos de soluto/decilitros de solución 
• etc...