Concepto de número de oxidación

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.

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)

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

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  x = –1

• LiClO2 : +1 + x +(–2) x 2 = 0  x = +3

• HCl : +1 + x = 0  x = –1

• NaClO3 : +1 + x + (–2) x 3 = 0  x = +5

• ClO–: x + (–2) = –1  x = +1

• ClO4–: x +(–2) x 4 = –1  x = +7

TIPOS DE NOMENCLATURA

Tradicional (no la vamos a usar salvo en ácidos

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