Formación de compuestos

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CICLO CIENCIAS 
 ACADEMIA ADC 
ACADEMIA “AMANTES DEL CONOCIMIENTO” 
CICLO LETRA - CIENCIAS 
Semana 3: Número de oxidación. Formación de compuestos, 
nomenclatura: tradicional, sistemática y stock. Funciones químicas 
inorgánicas. 
 
Estados de oxidación 
El estado de oxidación o número de oxidación que está relacionado 
con el número de electrones que un átomo pierde, gana o bien parece que 
utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos. 
Considere el NaCℓ. En este compuesto, un átomo de sodio, un metal, cede 
un electrón a un átomo de Cℓ, un no metal. El compuesto está formado 
por iones Na+ y Cℓ-. El Na está en el estado de oxidación +1 y el Cℓ- , -1. 
En el MgCℓ2, cada átomo de Mg pierde 2 electrones para convertirse en 
Mg2+, y cada átomo de Cℓ gana un electrón para convertirse en Cℓ-. Así en 
el MgCℓ2, el estado de oxidación del Cℓ es -1, pero el del Mg es +2. Si 
tomamos la suma de los estados de oxidación de todos los átomos (iones) 
en una unidad fórmula de MgCℓ2, obtenemos +2-1-1=0. 
En la molécula de Cℓ2, los dos átomos de Cℓ son idénticos y deberían tener 
el mismo estado de oxidación. Pero si su suma es cero, cada estado de 
oxidación debe ser cero. Así el estado de oxidación de un átomo puede 
variar, dependiendo del compuesto en el que se encuentre. En la molécula 
H2O, asignamos arbitrariamente al H el estado de oxidación +1. Entonces 
debido a que la suma de los estados de oxidación debe ser cero, el estado 
de oxidación del oxígeno debe ser -2. 
A partir de estos ejemplos, se puede ver que son necesarios algunos 
convenios o reglas para asignar los estados de oxidación. 
1. El estado de oxidación (E.O.) de un átomo individual en un elemento 
libre (sin combinar con otros elementos) es cero. 
Ejemplos: el E.O. de un átomo de Cℓ aislado es 0; los dos átomos de 
Cℓ en la molécula Cℓ2 tienen un E.O. de 0. 
 
2. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en 
a) Una especie neutra, es decir, un átomo aislado, una molécula, o 
una unidad fórmula, es 0. 
b) Un ion es igual a la carga en el ion. 
 
 
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3. Los metales de grupo IA (1) tienen en sus compuestos un E.O. de +1 
y los metales de grupo IIA (2) tienen un estado de oxidación +2 
Ejemplos: el estado de oxidación del K es +1 en el KCℓ y en el K2CO3; 
el E.O. del Mg es +2 en el MgBr2 y en el Mg(NO3)2 
 
4. El E.O. del flúor en sus compuestos es -1 
Ejemplos: el E.O. del F es -1 en el HF, CℓF3, y SF6 
 
5. El E.O. del hidrógeno en sus compuestos es +1 
Ejemplos: el E.O. del H es +1 en el HI, H2S, NH3, y CH4 
 
6. El estado de oxidación del oxígeno en sus compuestos es -2 
Ejemplos: el E.O. del O es -2 en H2O, CO2, KMnO4 
 
7. Los elementos del grupo VIIA (17) en sus compuestos binarios con 
metales tienen un E.O. de -1; los elementos del grupo VIA(16), -2 y los 
elementos del grupo VA(15), -3 
Ejemplos: el E.O. del Br es -1 en el MgBr2; el E.O. del S es -2 en el 
Li2S; y el E.O. del N es -3 en el Li3N 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Compuestos binarios de metales y no metales. 
 
Los compuestos binarios son los que están formados por dos 
elementos. Si uno de los elementos es un metal y el otro un no metal, 
el compuesto binario normalmente está formado por iones, es decir, es 
un compuesto binario iónico. Para nombrar un compuesto binario de 
un metal y un no metal. 
- Escriba el nombre del no metal, con la terminación en “uro”, seguido 
por 
- El nombre del metal sin modificar. 
 
Los compuestos iónicos, aunque están formados por iones positivos y 
negativos, deben ser eléctricamente neutros. La carga neta o total de 
los iones en una unidad fórmula debe ser cero. Esto significa que hay 
un Na+ por cada Cℓ- (en el NaCℓ) 
 
 
Iones positivos (cationes) 
 
Ion litio Li+ Ion cromo (II) Cr2+ 
Ion sodio Na+ Ion cromo (III) Cr3+ 
Ion potasio K+ Ion hierro (II) Fe2+ 
Ion rubidio Rb+ Ion hierro (III) Fe3+ 
Ion cesio Cs+ Ion cobalto (II) Co2+ 
Ion magnesio Mg2+ Ion cobalto (III) Co3+ 
Ion calcio Ca2+ Ion cobre (I) Cu+ 
Ion estroncio Sr2+ Ion cobre (II) Cu2+ 
Ion bario Ba2+ Ion mercurio (I) 𝐻𝑔2
2+ 
Ion aluminio Aℓ3+ Ion mercurio (II) Hg2+ 
Ion zinc Zn2+ Ion estaño (II) Sn2+ 
Ion plata Ag1+ Ion plomo (II) Pb2+ 
 
 
 
 
 
 
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Iones negativos ( aniones) 
 
Ion hidruro H1- Ion yoduro I1- 
Ion fluoruro F1- Ion óxido O2- 
Ion cloruro Cℓ1- Ion sulfuro S2- 
Ion bromuro Br1- Ion nitruro N3- 
 
Un sistema más antiguo de nomenclatura que todavía se utiliza en 
alguna medida, usa dos terminaciones diferentes para distinguir entre 
dos compuestos binarios que contienen los mismos elementos pero en 
diferentes proporciones, como Cu2O y CuO. En el Cu2O el estado de 
oxidación del cobre es +1, y en el CuO es +2, al Cu2O se le asigna el 
nombre de óxido cuproso y al CuO, oxido cúprico. De forma 
análoga, FeCℓ2 es cloruro ferroso y FeCℓ3 cloruro férrico. La idea es 
utilizar la terminación oso para el estado de oxidación más bajo del 
metal e ico para el estado de oxidación más alto. 
 
Compuestos binarios entre dos no metales. 
 
Si los dos elementos de un compuesto binario son no metales en lugar 
de un metal y un no metal, se trata de un compuesto molecular. Sin 
embargo el método para nombrar estos compuestos es semejante al 
que ya hemos visto. Por ejemplo, 
 
HCℓ = cloruro de hidrógeno 
 
En la fórmula escribimos primero el elemento con el estado de 
oxidación positivo y en el nombre, al final, HCℓ. 
Algunos pares de no metales forman más de un compuesto molecular 
binario, y necesitamos distinguirlos. 
 
 
Generalmente indicamos los números relativos de los átomos 
mediante prefijos: mono=1, di=2, tri=3, tetra=4, penta=5, hexa=6, y así 
sucesivamente. Así para los dos óxidos principales del azufre 
escribimos 
 
SO2 = dióxido de azufre 
SO3 = trióxido de azufre 
 
 
Nombres de compuestos moleculares binarios 
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Fórmula Nombre 
BCℓ3 Tricloruro de boro 
CCℓ4 Tetracloruro de carbono 
CO Monóxido de carbono 
CO2 Dióxido de carbono 
NO Monóxido de nitrógeno 
NO2 Dióxido de nitrógeno 
N2O4 Tetróxido de dinitrógeno 
N2O5 Pentóxido de dinitrógeno 
PCℓ3 Tricloruro de fósforo 
PCℓ5 Pentacloruro de fósforo 
SF6 Hexafluoruro de azufre 
 
 
Número de Oxidación (N.O.).- es la carga real para un ion monoatómico o es la 
carga hipotética asignada al átomo, es un parámetro que se obtiene al exagerar 
el carácter iónico de un enlace. Puede considerarse como la carga que un átomo 
tendría si el átomo más electronegativo de un enlace adquiriera completamente 
los dos electrones del enlace. Es la carga relativa o aparente que posee cada 
átomo en la formación de un…………………………………………………..., son 
números arbitrarios que sirven de ayuda mecánica en la escritura de fórmulas y 
balanceo de ecuaciones. 
 
 
 
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Óxidos Básicos Óxidos Básicos 
Na2O óxido de sodio Fe2O3 óxido férrico 
K2O óxido de potasio Cu2O óxido cuproso 
MgO óxido de magnesio CuO óxido cúprico 
CaO óxido de calcio NiO óxido de níquel (II) 
FeO óxido ferroso Ni2O3 óxido de níquel (III) 
 
 
 
 
 
Anhídrido Anhídrido 
N2O3 anhídrido nitroso SO3 anhídrido sulfúrico 
N2O5 anhídrido nítrico SO2 anhídrido sulfuroso 
Cℓ2O anhídrido hipocloroso CO2 anhídrido carbónico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Hidróxido Hidróxido 
NaOH hidróxido de sodio Mg(OH)2 hidróxido de magnesio 
KOH hidróxido de potasio Fe(OH)2 hidróxido ferroso 
Ca(OH)2 hidróxido de calcio Fe(OH)3 hidróxido férricoFORMACIÓN DE LOS ÁCIDOS HIDRÁCIDOS: 
 
 
 
 
 
Hidrácido Ácido hidrácido 
HF Fluoruro de hidrógeno HF Ácido fluorhídrico 
HCℓ Cloruro de hidrógeno HCℓ Ácido clorhídrico 
HBr Bromuro de hidrógeno HBr Ácido bromhídrico 
 
 
 
Ácido (de Arrhenius o de Bronsted – Lowry) son compuestos moleculares 
que poseen en su estructura uno o más átomos de………….que al 
disolverse en el agua liberan a estos en forma de cationes llamados… 
No metal + Hidrógeno Hidrácido 
 (VIA, VIIA) 
Hidrácido + agua Ácido hidrácido 
(VIA, VIIA) 
 
 
 
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FORMACIÓN DE LOS ÁCIDOS OXÁCIDOS: 
 
 
Ácido oxácido Ácido oxácido 
H2SO4 ácido sulfúrico H2CO3 ácido carbónico 
H2SO3 ácido sulfuroso HNO3 ácido nítrico 
HCℓO ácido hipocloroso HNO2 ácido nitroso 
HCℓO2 ácido cloroso HCℓO3 ácido clórico 
 
IONES: pueden ser …………………o …………….que poseen carga eléctrica debido 
a la pérdida o ganancia de………………………… 
 
Cationes Aniones 
Ej: Mg2+ ion…………………. 
 Fe +3 ion…………………. 
Monoatómicos: S-2 , Cℓ1- 
Poliatómicos: NO31− , SO42 − 
 
Cationes Aniones 
Fe2+ ion ferroso (CO3)2- ion carbonato 
Fe3+ ion férrico (NO3)1- ion nitrato 
Cu1+ ion cuproso (NO2)1- ion nitrito 
Cu2+ ion cúprico (SO4)2- ion sulfato 
Na1+ ion sodio (SO3)2- ion sulfito 
Ca2+ ion calcio (CℓO)1- ion hipoclorito 
NH41+ ion amonio (MnO4)1- ion permanganato 
 
 
 
 
Óxido ácido (anhídrido) + Agua Ácido oxácido 
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Sal haloidea Sal oxisal 
NaCℓ Cloruro de sodio Na2CO3 Carbonato de sodio 
KCℓ Cloruro de potasio CaCO3 Carbonato de calcio 
NaF Fluoruro de sodio NaNO3 Nitrato de sodio 
KF Fluoruro de potasio KNO2 Nitrito de potasio 
CaS Sulfuro de calcio CaSO4 Sulfato de calcio 
MgS Sulfuro de magnesio Na2SO4 Sulfato de sodio 
 
 FORMACIÓN DE SALES: 
 Sal oxisal Ácido oxácido + hidróxido Sal oxisal + agua 
Sal haloidea Ácido hidrácido + hidróxido Sal haloidea + agua 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sal (inorgánica) Son compuestos iónicos que poseen en su estructura metales (en 
forma de cationes) que han sustituido total o parcialmente a los átomos de 
……………………. de un ácido 
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Ácidos y bases 
 
Ácidos - características generales 
 
- Poseen sabor agrio como el limón, vinagre, etc. 
- Reaccionan vigorosamente con los metales activos, liberándose 
hidrógeno gaseoso. Metal activo (IA, IIA, Fe, Zn.) +ácido →sal + H2 
- Descomponen a los carbonatos y bicarbonatos, liberándose CO2(g) 
- Reaccionan con las bases para formar sales y agua, en una reacción 
denominada neutralización. 
- Provoca cambio en la coloración de las sustancias denominadas 
indicadores colorimétricos ácido-base. 
 
Bases - características generales 
 
- Poseen sabor amargo como el té, jabón, etc. 
- Al tacto son de consistencia jabonosa. 
- Neutralizan a los ácidos. 
- Provocan que los indicadores colorimétricos ácido – base adopten una 
coloración diferente que el provocado por los ácidos. 
 
Indicadores colorimétricos ácido – base 
 
Son sustancias generalmente de origen orgánico, que tienen la propiedad de 
adoptar una coloración característica frente a un ácido y diferente coloración al 
interactuar frente a una base. Existe una gran cantidad de indicadores, siendo 
los mas importantes el tornasol y la fenolftaleína. 
 
Ejemplos 
 
Indicador Medio ácido Medio básico 
Tornasol Rojo Azul 
Fenolftaleína Incoloro Rojo grosella 
Anaranjado de metilo Anaranjado Amarillo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Teorías ácido – base 
 
Para poder definir en forma mas objetiva si una sustancia es ácida o básica, se 
han podido establecer ciertas relaciones con su estructura interna, resultando 
así las siguientes teorías: 
 
1. Teoría de Arrhenius 
 
Un ácido es toda sustancia que disuelto en agua se ioniza liberando protones 
(H+) 
Una base en medio acuoso se ioniza liberando iones hidróxido (OH-) 
Entonces, según esta teoría un ácido debe contener H+ en su estructura y una 
base OH- 
 
Ejemplos 
 
CH3COOH (ac) → H+(ac) + CH3COO-(ac) 
 
KOH (ac) → OH-(ac) + K+(ac) 
 
2. Teoría de Bronsted – Lowry 
 
Nos manifiesta que la cualidad relativa del carácter ácido o básico de una 
sustancia está en función a la donación o aceptación de un protón. Nos 
establece que 
 
Ácido: dona protones (iones H+) 
Base: acepta protones (iones H+) 
 
NH3 + H2O NH4+ + OH- 
 
Base ácido ácido conjugado base conjugado 
 
3. Concepto de Lewis 
 
Considero que el concepto de ácido y base se puede generalizar para incluir 
reacciones entre los óxidos ácidos y los básicos; así como también otras 
reacciones como las de transferencia de un protón. 
 
Ácido de Lewis: es una especie que puede formar un enlace covalente 
aceptando un par de electrones de otra especie. 
 
Base de Lewis: especie que puede formar un enlace covalente donando un par 
de electrones a otra especie. 
 
Ejemplo 
 
NH3 + H+ → [NH4]+ 
Base