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No entendes Quimica? Te doy una mano.

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Compuestos

Óxidos:

Son compuestos binarios donde participa el oxígeno en combinación con cualquier otro elemento, menos con los gases nobles. Existen diferentes tipos de óxidos, dependiendo de si el elemento combinado con el oxígeno es metálico o no, clasificándose así en óxidos básicos y óxidos ácidos. También existen los llamados, peróxidos, pues el oxígeno tiene valencia -2, menos en este grupo, donde el oxígeno participa con valencia -1.

  • Óxido básico:

Fe2O3 : Trióxido de hierro ( siguiendo la nomenclatura sistemática)

Óxido de hierro (III) ( según la nomenclatura de Stock)

Óxido férrico ( en la nomenclatura tradicional)

  • Óxido ácido ( también conocidos con el nombre de anhídrido)

SO3 : Trióxido de azufre ( nomenclatura sistemática)

Óxido de azufre (VI) ( nomenclatura de Stock)

Anhídrido sulfúrico ( nomenclatura tradicional)

  • Peróxidos:

H2O2 : Dióxido de dihidrógeno (nomenclatura sistemática)

Óxido de hidrógeno (nomenclatura de Stock)

Peróxido de hidrógeno (nomenclatura tradicional)

Hidruros:

Los hidruros son compuestos binarios donde se combina el hidrógeno con un metal. En estos casos, el hidrógeno siempre participa con la valencia, –1.

Se nomina con la palabra hidruro añadiendo el nombre del metal con los prefijos de –oso o –ico, según el caso.

Ejemplo: NiH3 ↦ trihidruro de níquel, hidruro de niquel (III), o hidruro niquélico

Hidruros no metálicos e hidrácidos:

Son compuestos binarios de carácter ácido, en el caso de los hidrácidos, y compuestos que se encuentran formados por el hidrógeno y un no metal (halógenos, usando generalmente la valencia -1 y grupo 16, participando con la valencia -2).

Los hidruros no metálicos se nominan añadiendo el sufijo –uro, más la palabra hidrógeno, con la sílaba “de”.

Ejemplo:

HF ↦ ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno.

Boranos:

Son compuestos donde participa el hidrógeno y el boro, diguiendo la fórmula general BnHn+4. Estos compuestos se nominan con unas reglas especificas de nomenclatura, usando la palabra borano, con un prefijo numérico dependiente de la cantidad de boranos que se encuentren presentes en la molécula.

Ejemplo:

BH3 ↦ borano o también monoborano

B3H7 ↦ triborano.

Al igual que los boranos, existen otras combinaciones similares, con otros elementos como el silicio, dando los compuestos conocidos como Silanos, o Germanos, en el caso de compuestos con el germanio y el hidrógeno.

También hay hidruros con elementos nitrogenoides, como el caso del famoso amoníaco ( NH3), conociéndose generalmente a éstos por nombres propios, como la fosfina, la arsina, etc.

Existen otros muchos tipos de compuestos, como las sales ( ácidas, básicas, mixtas…), hidróxidos, peroxoácidos, etc…

Ácidos y bases

Desde la Antigüedad se conocen distintas sustancias de características especiales y de gran interés práctico que hoy conocemos como ácidos y bases.

Ácidos y bases son reactivos químicos muy comunes y gran parte de su química se desarrolla en medio acuoso. Las reacciones en las que participan estas especies de denominan reacciones ácido-base, y su estudio requiere la aplicación de los principios del equilibrio químico a disoluciones. En estas reacciones, el disolvente juega un papel muy importante, ya que ácidos y bases intercambian protones con él, es por ello, que también se denominan reacciones de trasferencia de protones.

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Teoría de Arrhenius:

El químico sueco, Svante Arrhenius, en 1884, presentó su teoría de disociación iónica, la cual decía, que muchas sustancias que se encontrasen en disolución acuosa experimentaban una ruptura o disociación en iones positivos y negativos. De éste modo, sales como pueden ser, bromuro de calcio o sulfato de cesio, se disocian de la siguiente forma:

CaBr2 ↦ Ca 2+ + 2 Br –

CS 2 SO 4 ↦ 2 Cs + + SO4 2-

Estas disociaciones iónicas, también conocidas como disociaciones electrolíticas, demuestran la conductividad eléctrica de las disoluciones en medio acuoso de muchas sustancias que reciben el nombre de electrólitos.

En esta teoría Arrhenius definió ácidos y bases como:

Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidrógeno, H+

Base: sería toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH-

Siguiendo la teoría, las reacciones de neutralización ácido-base, tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciéndose una sal más agua. Se llega así a la conclusión de que una reacción de neutralización consiste en la combinación del ión H+ del ácido, con el ión OH- de la base para producir H2O no disociada.

Teoría de Brönsted-Lowry

En el año 1923, J.N.Brönsted y T.M. Lowry, proponen por separado, pero casi simultáneamente, una teoría acerca de los ácidos y las bases que ampliaba considerablemente los conceptos anteriormente expuestos por Arrhenius.

Según su propuesta, una sustancia se comportaba como ácido, cuando cedía protones y como base cuando aceptaba protones. La tendencia a transferir protones era lo que caracterizaba a los ácidos, mientras que la tendencia a aceptarlos, era algo característico de las bases según esta teoría.

Las ideas de ácido y base, son complementarias. Los ácidos sólo actuarán como tales, como dadores de protones, si existe presencia de algunas sustancias capaces de aceptarlos, es decir, una base. De la misma manera, las bases sólo pueden aceptar algún protón si hay ácidos que les transfieran algunos protones.

Así, por ejemplo, en una disolución acuosa de ácido nítrico, HNO3, éste actuará como ácido y la base será el agua, ya que el ácido nítrico se ioniza, cediendo al agua un protón:

HNO3 (aq) + H2O (l) ↦ H3O+ (aq) (ión hidronio) + NO3– (aq)

Se puede considerar a las reacciones ácido-bases como equilibrios , en los que las sustancias formadas pueden trasferirse también H+entre ellas. En general , si expresamos como un equilibrio la reacción acido-base, tenemos :

Ácido + Base ⇌ Ácido conjugado de la base + Base conjugada del ácido

Siendo el ácido conjugado de la base, el que se forma cuando la base recibe un H+, y la base conjugada del ácido, es la base formada cuando el ácido cede un H+.

Así, un par conjugado queda constituido por un ácido y su base conjugada, o viceversa.

Estas reacciones de ácidos- bases, son las que, en la teoría de Brönsted –Lowry denominan como reacciones de neutralización.

Lewis

Su teoría considera ácido a todos los átomos, moléculas o iones que puedan aceptar un par de electrones, y base sería toda especie química que sea capaz de ceder un par de electrones. Así el H+ se considera un “ácido de Lewis” ya que posee un espacio electrónico en su estructura que es capaz de aceptar un par de electrones.

De igual manera, el amoniaco sería una “base de Lewis”, pues la capa de valencia del nitrógeno tiene un par de electrones sin compartir.

Para Lewis una reacción de neutralización, es el proceso en el cual una sustancia con espacio electrónico (como por ejemplo, el átomo del boro en el BF3), acepta un par de electrones de una base de Lewis.

BF3 + :NH3 ↦ F3B ↼ :NH3

Enlace Químico y Estabilidad

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A lo largo del siglo 19, entretanto se formulaba la teoría atómica, se sucedieron con mayor o menor grado de acierto, suposiciones sobre la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidos los átomos en los compuestos químicos.

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Una de las hipótesis más aceptadas fue la de Berzelius, según la cual las combinaciones químicas obedecen al principio de atracción entre cargas eléctricas de signos opuestos.

Un enlace químico entre dos átomos se establece cuando la fuerza de unión entre ellos es suficiente para dar origen a un agregado estable, que puede ser considerado como especie molecular independiente. Apenas los gases nobles o inertes (helio, argón, neón, criptón y xenón) y los metales en estado gaseoso presentan estructura interna configurada por átomos aislados.

Las demás substancias químicas puras se construyen de mas de un átomo del mismo elemento químico (substancias simples como el oxígeno, de formula molecular O2) o de átomos de elementos químicos diferentes (substancias compuestas, como el agua, de formula molecular H2O, con 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno).

La cantidad de enlaces que el átomo de un elemento puede efectuar simultáneamente expresa su capacidad de combinarse, también llamada valencia. Cada elementos presenta normalmente, un número fijo y limitado de valencias.

Se distinguen varios tipos de enlaces químicos: electrovalente (o iónica), covalente, metálica y la ligación que se establece por puente de hidrógeno. Según la teoría de octeto enunciada por el científico americano Gilbert Newton Lewis, los átomos al combinarse tienden a asumir la estructura electrónica del gas noble que les es más próximo en la tabla periódica. Los enlaces químicos son, por tanto, la solución para una configuración electrónica estable.

La diferencia entre las cantidades de energía necesarias para arrancar un electrón de un átomo, desempeña un papel fundamental en la construcción de los enlaces químicos. En los metales alcalinos, esa energía es mínima. Los elementos de ese grupo presentan por tanto, gran reactividad, o sea, que se unen fácilmente a otros elementos. Ya, los gases nobles, en que la energía necesaria es máxima, presentan gran dificultad para formar combinaciones, motivo por el cual son llamados gases inertes.

Enlace electrovalente o iónico

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Según Kossel, la estructura electrónica de un gas noble es óptima y estable, como resultado de la perfecta distribución de los electrones en su entorno. Así los elementos del grupo de los halógenos (flúor, cloro y bromo) y los calcógenos (oxígeno y azufre), que presentan en su ultima capa menos electrones que los gases nobles, se caracterizan por una gran afinidad electrónica, o capacidad de captación de las partículas elementales. Al contrario, los alcalinos (sodio y potasio), alcalino térreos (calcio y magnesio) y los metales en general tienen fuerte tendencia a perder electrones para adquirir una estructura estable.

Cuando se unen átomos con comportamientos electrónicos opuestos, la transferencia de electrones da origen a átomos eléctricamente cargados, los iones: cationes átomos que al ceder electrones adquieren carga positiva; y aniones, átomos que reciben electrones y adquieren carga negativa.

El enlace iónico así verificado, característica de las sales alcalinas y alcalino térreas, se sustenta principalmente en las fuerzas de atracción electroestática, mas allá que sea también importante la energía de la combinación que se forma, llamada energía de red o reticular.

Enlace covalente

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Cuando dos átomos comparten un par de electrones prácticamente de la misma manera, se produce entre ellos un enlace covalente. Esta unión, que se verifica en átomos de naturaleza semejante, es la más común en los compuestos orgánicos. También forman enlace covalente las moléculas biatómicas de gran estabilidad de oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, flúor y cloro.

El par de electrones que participa del enlace, puede quedar más próximo del átomo que ejerce sobre el la mayor fuerza de atracción. Este enlace, llamado covalente polar, forma un pequeño dipolo eléctrico, mas allá que la molécula, en conjunto, sea neutra. El agua y el amoníaco son ejemplos de compuestos de este tipo. Las substancias polares que contienen hidrógeno, pueden presentar ocasionalmente en su estructura molecular los llamados puentes de hidrógeno.

Enlace metálico

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Desde el punto de vista químico, los metales se caracterizan por poseer pocos electrones en la capa exterior del átomo. Según la teoría de enlace metálico, estos electrones forman una “nube electrónica”, que ocupa franjas limitadas en el interior del metal, las llamadas zonas de Brillain y pueden pasar fácilmente de una parte a otra lo que justifica la relativa libertad de la que disfrutan dentro de la red. El sólido metálico sería así formado por los núcleos de los átomos sumergidos en esa nube electrónica que pertenece al conjunto.

Enlace por puente de hidrógeno

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En las moléculas formadas por átomos de hidrógeno unidos a elementos con fuerte afinidad por electrones, los átomos de hidrógeno son atraídos simultáneamente por varios otros átomos y forman puentes de hidrógeno.

Este tipo de enlace explica la estructura y el comportamiento de varios hidruros, o combinaciones de hidrógeno con átomos de alta afinidad electrónica, como el flúor (del cual resulta el hidruro de flúor), el oxígeno (en la molécula de agua) y el nitrógeno (que da origen al amoníaco). Debido a esta asociación, tales hidruros poseen puntos de fusión y ebullición más altos que lo esperado. El enlace por puente de hidrógeno también puede explicar por que el hielo flota en el agua: su densidad es menor porque los puentes de hidrógeno forman espacios vacíos en la estructura reticular del hielo que no existen en estado líquido.

Enlaces y reacciones químicas. Las substancias químicas son formadas por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces químicos. La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular del conjunto, determina la estabilidad de estos enlaces


Una reacción química rompe los enlaces existentes entre los átomos de las substancias iniciales o reactivas, para darle origen a productos finales de la reacción, por medio de nuevos enlaces.

La viabilidad de una reacción es dada por el balance global de las energías que participan en el proceso. Es necesario que exista una energía inicial suficiente para eliminar la estabilidad de los enlaces de los reactivos y que los productos finales tengan carácter altamente estable. En caso contrario, se reconstituyen las substancias iniciales.

Actualmente son conocidas muchas excepciones a la regla del octeto. La mayoría de los metales de transición, por ejemplo, no adquiere configuración de gas noble en sus compuestos. Por esto, la regla del octeto debe ser encarada como orientación general, pero no puede ser considerada como ley natural.

Conociendo este hecho, podemos clasificar los elementos así:

  • Metales

 Son aquellos que poseen 1, 2, o 3 electrones en la capa de valencia. La tendencia de los metales es a perder estos electrones.

a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

  • No metales

 Son aquellos que poseen 4, 5, 6 o 7 electrones en la capa de valencia. La tendencia de los no metales es recibir electrones.

a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

b) 9F: 1s2 2s2 2p5

9F-: 1s2 2s2 2p6

Tipos de Reacciones Químicas

Las reacciones químicas son procesos que transforman una o más substancias llamadas reactivos en otras substancias llamadas productos. En un lenguaje más académico, decimos que una reacción química promueve el cambio de estructura de la materia.

En la química inorgánica podemos clasificar las reacciones en cuatro tipos diferentes

Reacciones de Síntesis o Adición

Las reacciones de síntesis o adición son aquellas donde las substancias se juntan formando una única sustancia. Representando genéricamente los reactivos como A y B, una reacción de síntesis puede ser escrita como:

A + B ↦ AB

Veamos algunos ejemplos

Fe + S ↦ FeS

2H2 + O2 ↦ 2H2O

H2O + CO2↦ H2CO3

Perciba en los ejemplos que los reactivos no precisan ser necesariamente substancias simples (Fe, S, H2, O2), pudiendo también se substancias compuestas (CO2, H2O) pero en todas el producto es una sustancia “menos simple” que las que originaron.

Reacciones de Análisis o Descomposición

Las reacciones de análisis o descomposición son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que el. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede:


AB ↦A + B

¿No parece simple? Lo es bastante. Veamos algunos ejemplos:

2H2O ↦2 H2 + O2

2H2O2 ↦ 2H2O + O2

Reversibilidad de las reacciones químicas

Los ejemplos pueden sugerir que cualquier reacción de síntesis puede ser invertida a través de una reacción de análisis. Esto no es verdad. Algunas reacciones pueden ser reversibles, como podemos notar en la reacción del agua:


2H2 + O2 ↦2H2O

          

2H2O ↦ 2H2 + O2

                                                      Sin embargo esto no es una regla



Reacciones de Desplazamiento

Las reacciones de desplazamiento o de sustitución simple merecen un poco más de atención que las anteriores. No que sean complejas, pues no lo son, pero tienen algunos pequeños detalles. En su forma genérica la reacción puede ser escrita como:


AB + C ↦ A + CB

Vamos a entender lo que sucede: C cambio de lugar A. Simple asi, pero será que esto ocurre siempre? Intuitivamente la respuesta es que no. Imagina lo siguiente: Entras en un baile y ves a la persona con la que te gustaría bailar bailando con otra persona. Vas a ir hasta ella e intentar hacerla cambiar de pareja, estarás intentando desplazar el acompañante indeseable y asumir su lugar. Si resulta que eres más fuerte que el “indeseable” basta darle un empujón para asumir su lugar, pero si el fuera un bruto troglodita, posiblemente el no sentirá ni el empujón que le des.

En la reacción de desplazamiento el proceso es idéntico: C ve a B ligado a A, se aroxima y siendo más fuerte, desplaza A y asume la ligación con B. En caso que C no sea más fuerte que A, nada sucederá.

Bastará entonces saber quien es más fuerte que quien.

Au

Metales nobles < hidrogeno < metales

De esta forma, tenemos:

2Na + 2H2O↦ 2NaOH + H2 (el sodio desplaza al hidrógeno del agua H-OH)

Au + HCl ↦ no reacciona (el oro no consigue desplazar al hidrógeno)



Reacciones de Doble Sustitución




Son también muy simples, pero debemos quedar atentos a los detalles. El mecanismo es fácil:

AB + CD ↦ AD + CB

Ciertamente ya habrá podido ver lo que sucede. A cambió de lugar con C. La diferencia de este tipo de reacción con el desplazamiento, es que ni A ni C estaban solos y en ambos casos ninguno de ellos quedó solo luego de la sustitución.

Para entender como es cuando una reacción de este tipo ocurre, tendremos que observar lo siguiente:

La substancia AB esta en solución y de esta forma lo que tenemos en verdad son los iones A+ y B- separados unos de los otros. La substancia CD también está en solución, por tanto tenemos también los iones C+ y D- separados.

Cuando juntamos las dos soluciones estamos promoviendo una gran mezcla entre los iones A+, B-, C+ y D-, formando una gran “sopa de iones”.

Si al combinar C+ con B-, el compuesto CB fuera soluble, los iones serán nuevamente separados en C+ y B-, resultando exactamente en la misma cosa que teníamos anteriormente. Lo mismo sucede con A+ y B-

Así, al mezclar AB con CD, estamos en verdad haciendo:

(A+ ) + (B- ) + (C+ ) + (D- )

Tomemos en cuenta que juntar iones que se separarán nuevamente resultará en la misma “sopa de iones” y no resulta en ninguna nueva susbtancia, por tanto no ocurre ninguna reacción.

Para que la reacción efectivamente ocurra, será necesario que al menos uno de los probables productos (AD o CB) no sean separados al juntarse, o sea, deben formar un compuesto insoluble y esto es logrado a través de una sal insoluble, de un gas o de agua.

Si uno de los productos fuera una sal insoluble el no será separado en iones y permanecerá sólido. Si fuese un gas, el se desprenderá de la solución (burbujas) y también permanecerá con sus moléculas agrupadas. Mientras que si uno de los productos fuese agua, ella no se desagrega en su propia presencia.



NaCl + AgNO3 ↦ NaNO3 + AgCl

En esta reacción el producto AgCl (cloruro de prata) es insoluble, por tanto la reacción ocurre.



NaCl + LiNO3↦ NaNO3 + LiCl

Como ninguno de los productos formados, NaNO3 (nitrato de sodio) o Lic. (Cloruro de Litio) es insoluble, la reacción no sucede.

NaOH + HCl ↦ NaCl + H2O

Como uno de los productos es água (H2O), la reacción ocurre.

Para la previsión de ocurrencia o no de una reacción de doble desplazamiento es fundamental que conozcamos la solubilidad de las salen en agua, y para recordar esto lea acerca de solubilidad en el agua.

¿Vio como es sencillo? Con un poco de práctica y ejercicios usted podrá lograr escribir reacciones que pueden dar origen a un determinado producto: ¿Quiere ver?

Imagínese que usted desea obtener sulfato de plomo (PbSO4), usted sabe que tendrá que juntar el ion del plomo (Pb 2+) y el ion de sulfato (SO42 -). Como sabemos que el sulfato de plomo es insoluble, podemos promover un doble desplazamiento

PbX + YSO4 ↦ PbSO4 + XY

Es solo elegir X e Y de forma que las dos substancias sean solubles.

Otra forma de realizar el desplazamiento de hidrógeno, del hidrógeno por el plomo ya que este es más reactivo.

Pb + H2SO4 ↦ H2 + PbSO4

Reacciones redox

Las reacciones redox, es la abreviatura que hace referencia a las reacciones de oxidación-reducción, las cuales incluyen un gran número de transformaciones químicas, con especial importancia práctica, como por ejemplo, la oxidación de los metales al contacto con el aire, la combustión de diversas sustancias, los procesos electrolíticos, la producción energética de las pilas, etc.

Actualmente los conceptos de oxidación-reducción se han ampliado, no limitándose al aumento o disminución de la cantidad de oxígeno participante en la reacción, sino viéndose incluidos todos los procesos en los cuales tengan lugar una transferencia de electrones.

Por ejemplo, el proceso de síntesis del fluoruro de magnesio, MgF2, partiendo de los elementos que lo forma:

Mg(s) + F2(g) ↦ MgF2 (s)

El producto obtenido, es el resultado final de la transferencia de electrones que tiene lugar en dos semirreaciones que ocurren de manera simultánea:

Semirreación de oxidación

     Donde el magnesio cede los dos electrones de valencia que posee, diciendo que éste se ha oxidado.

Mg -2e^- ↦ Mg^2+
  • Semirreación de reducción

    Donde cada átomo de flúor participante, recibe un electrón, diciendo que éste se ha visto reducido, así los dos electrones que cede el magnesio los reciben los dos átomos de flúor.

F2 + 2e^- ↦ 2F

La reacción global sería la suma de las dos semirreacciones anteriores:


Mg + F2 ↦ Mg^2+ + 2F^- ↦ MgF2

-En ésta reacción, el magnesio recibe el nombre de reductor, ya que, al ceder electrones se oxida, provocando que el flúor se reduzca.

– El flúor en cambio, se denominará oxidante, pues, al recibir los electrones y ser reducido, provoca la oxidación del magnesio.

En general, podemos resumir como:

Reacción de oxidación-reducción, es la reacción que tiene lugar mediante la transferencia de electrones.
  • Oxidación

        ↦ Es el proceso en el cual se pierden electrones por parte del agente reductor.

  • Reducción

        ↦ Proceso en el que se produce la ganancia de electrones por parte del agente oxidante.

En la formación de compuestos iónicos, es bastante fácil advertir la transferencia de electrones entre dos elementos, siendo esto precisamente lo que caracteriza a las reacciones redox.

Sin embargo, en la gran parte de las reacciones no es tan fácil advertir la transferencia electrónica, especialmente entre las sustancias que son covalentes, por dicho motivo, se utiliza un criterio que permite identificar dichas reacciones redox.

Las reacciones redox, son procesos químicos en los que tiene lugar una variación del número de oxidación de los elementos participantes.

Dicha variación se produce en consecuencia de la transferencia de electrones, ya sea ésta, real o aparente.

Por ejemplo:

En la reacción: H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g)

Asignamos los números de oxidación correspondientes a cada uno de los elementos que participan en la reacción:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

0 0 +1 -1

El número de oxidación que tiene el hidrógeno, varía desde 0 hasta +1, lo que es equivalente a decir que cada átomo de hidrógeno pierde un electrón, por lo que en éste caso decimos que el hidrógeno es el reductor y que se encuentra oxidado.

El cloro ha variado su número de oxidación de 0 a -1, lo que equivale a decir que cada átomo de este elemento ha ganado un electrón, por lo que se dice que es el oxidante de la reacción y que se ha reducido.



Algunos conceptos a tener en cuenta:

  • Agente reductor

    Es la sustancia que contiene al elemento que posee el número de oxidación que aumenta, oxidándose y reduciendo a otro elemento.

  • Agente oxidante

    Sustancia que contiene al elemento que disminuye el número de oxidación, reduciéndose y oxidando a otro elemento.

  • Semirreacción de oxidación

   Proceso en el que un elemento aumenta el número de oxidación, perdiendo electrones.

  • Semirreacción de reducción

   Proceso en el cual un elemento disminuye su número de oxidación, ganando electrones.

Nomenclaturas

La nomenclatura química para los compuestos inorgánicos, es utilizada para todos aquellos compuestos no carbonados. Los compuestos inorgánicos se clasifican según su función química, siendo las principales funciones: óxidos, bases, ácidos y sales.

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Hoy en día existen tres tipos de nomenclaturas inorgánica diferentes:

  • Nomenclatura sistemática (o estequiométrica):

Está basada en nominar a las sustancias mediante la utilización de prefijos con números griegos. Dichos prefijos nos indican la atomicidad que posea la molécula, o lo que es lo mismo, el número de átomos del mismo elemento que se encuentren en la molécula.

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  • Nomenclatura de Stock:

En este tipo de nomenclatura se nombran los compuestos finalizándolos con la valencia indicada en números romanos, colocados generalmente como subíndices.

Ejemplo: Sulfuro de hierro (III) = Fe2S3

  • Nomenclatura tradicional:

También conocida como nomenclatura clásica, se emplea indicando la valencia del elemento a través de prefijos y sufijos que acompañan al nombre del elemento.Cuando el elemento a tratar sólo posee una valencia, se utiliza el prefijo –ico, pero cuando tiene dos valencia, se utilizan los prefijos –oso ( para la valencia menor) e –ico ( para la mayor). En cambio, cuando el elemento tiene tres o cuatro valencia:

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Ejemplos:

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Equilibrio quimico

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Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a productos es la misma que de productos a reactivos.

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Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera:

Siendo A y B, los reactivos, S y T los productos, y las letras griegas delante de cada uno, sus respectivos coeficientes estequiométricos.

La constante del equilibrio K puede definirse como siendo la relación entre el producto entre las concentraciones de los productos (en el equilibrio) elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos, y el producto de las concentraciones de los reactivos (en el equilibrio) elevadas en sus correspondientes coeficientes estequiométricos. Esta constante sufre variaciones con la temperatura.

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Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico, los más importantes son la temperatura, la presión y la concentración de los reactivos o productos. La manera en que estos factores pueden alterar el equilibro químico se pude predecir cualitativamente según el principio de Le Chatelier, que establece lo siguiente

Si se modifica alguno de los factores capaces de alterar el equilibrio químico (temperatura, presión, concentración) el sistema se desplazará de manera de contrarrestar la modificación.
  • Efecto de la temperatura

. Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la reacción.

  • Efecto de la presión:

Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario.

  • Efecto de la concentración

: El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o productos, respectivamente.

A continuación, tenemos un ejemplo concreto de equilibrio químico, el ácido acético disuelto en agua y la formación de iones acetato e hidronio:

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Donde la constante de equilibrio estaría dada por la siguiente fórmula:

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J.W. Gibbs sugirió en el año1873 que se alcanzaría el estado de equilibrio químico cuando la energía libre de Gibbs se encuentra en su valor mínimo, siempre y cuando la presión sea constante. Si la mezcla de reactivos y productos no están en equilibrio, el exceso de energía de Gibbs hace que la reacción se desplace hasta lograr un equilibrio. La constante de equilibrio se puede relacionar con el cambio de energía libre de Gibbs mediante la siguiente ecuación:

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Donde R representa la constante universal de los gases, y T la temperatura en grados Kelvin.

Equilibrio Homogéneo

Es aquél en que todos los participantes se encuentran en una única fase. Por lo tanto, clasificamos el sistema como siendo homogéneo.

H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)

HCN(aq) ⇌ H+(aq) + CN–(aq)

Equilibrio Heterogéneo

Es aquél en que los participantes se encuentran en más de una fase. Por lo tanto, clasificamos el sistema como siendo heterogéneo.

C(s) + O2(g) ⇌ CO2(g)

Ley General de los Gases Ideales

Los gases perfectos obedecen a tres leyes bastante simples, que son la Ley de Boyle, la ley de Gay-Lussac y la Ley de Charles. Estas leyes son formuladas según el comportamiento de tres grandezas que describen las propiedades de los gases: volumen, presión y temperatura absoluta.

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La Ley de Boyle

Esta ley fue formulada por el químico irlandés Robert Boyle (1627-1691) y describe el comportamiento del gas ideal cuando se mantiene su temperatura constante (trasformación isotérmica). Consideremos pues un recipiente con tapa móvil que contiene cierta cantidad de gas

En el, aplicamos lentamente una fuerza sobre esa tapa, pues de este modo no vamos a alterar la temperatura del gas.

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Observaremos entonces un aumento de la presión junto con una disminución del volumen de dicho gas, o sea, cuando la temperatura del gas se mantiene constante, la presión y el volumen son grandezas inversamente proporcionales. Esta es la ley de Boyle que puede ser expresada matemáticamente de la siguiente manera:

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Donde k es una constante que depende de la temperatura, de la masa y naturaleza del gas. La transformación descrita es representada en la figura a continuación en un diagrama de presión por volumen:

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La Ley de Gay-Lussac

La ley de Gay-Lussac nos muestra el comportamiento de un gas cuando es mantenida su presión constante y son variables las otras dos grandezas: temperatura y volumen. Para entenderla, consideremos nuevamente un gas en un recipiente de tapa móvil. Esta vez calentaremos el gas y dejaremos libre la tapa, como muestra la figura a continuación:

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Hecho esto, veremos una expansión del gas junto con el aumento de la temperatura. El resultado será una elevación de la tapa y consecuentemente un aumento del volumen. Observe que la presión sobre la tapa (en este caso la presión atmosférica) se mantiene constante.

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La ley de Gay-Lussac dice que en una transformación isobárica (presión constante), temperatura y volumen son dos grandezas directamente proporcionales. Esta ley se expresa matemáticamente de la siguiente forma:

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Donde k es una constante que depende de la presión, de la masa y de la naturaleza del gas. En un gráfico de volumen en función de la temperatura, tendremos el siguiente resultado:

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La ley de Charles

En los casos anteriores, mantuvimos la temperatura del gas constante y después su presión. Ahora mantendremos el volumen constante y analizaremos los resultados de ese procedimiento

Consideremos nuevamente nuestro recipiente de tapa móvil. Esta vez, travaremos la tapa, porque así lograremos dejar el volumen del gas constante. Luego de ello, iniciaremos su calentamiento como muestra la figura a continuación:


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Al sufrir el calentamiento, el gas intentará expandirse, pero esto será algo que no ocurrirá, pues la tapa está trabada. El resultado será un aumento en la presión del gas sobre las paredes del recipiente.

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La ley de Charles describe esta situación, o sea, en una transformación isométrica (volumen constante), la presión y la temperatura serán grandezas directamente proporcionales.

Matemáticamente, la ley de Charles se expresa de la siguiente forma:

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Donde k es una constante que depende del volumen, de la masa y de la naturaleza del gas.

El gráfico de presión en función de la temperatura absoluta queda de la siguiente forma:

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La Ecuación de Clapeyron

Vimos a través de las tres leyes anteriores como un gas ideal se comporta cuando mantenemos una variable constante y variamos las otras dos. La ecuación de Clapeyron puede ser entendida como una síntesis de esas tres leyes, relacionando presión, temperatura y volumen

En una transformación isotérmica, presión y volumen son inversamente proporcionales y en una transformación isométrica, presión y temperatura son directamente proporcionales.

De estas observaciones podemos concluir que la presión es directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional al volumen.

Es importante también destacar que el número de moléculas infuye en la presión ejercida por el gas, o sea, la presión también depende directamente de la masa del gas.

Considerando estos resultados, Paul Emile Clapeyron (1799-1844) estableció una relación entre las variables de estado con la siguiente expresión matemática.

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Donde n es el número de moles y R es la constante universal de los gases perfectos. Esta constante puede asumir los siguientes valores: No entendes Quimica? Te doy una mano.

La ecuación general para los gases ideales

Consideremos una determinada cantidad de gas ideal confinado en un recipiente donde se puede variar la presión, el volumen y la temperatura, pero manteniendo la masa constante, o sea, sin alterar el número de moles.

A partir de la ecuación de Clapeyron, podemos establecer la siguiente relación:

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Como fue descrito, el número de moles n y R son constantes. Se concluye entonces:

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Esto es, si variamos la presión, el volumen y la temperatura del gas con masa constante, la relación recién expresada, dará el mismo resultado. Para entender mejor lo que esto significa, observe la figura a continuación:

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Tenemos el gas ideal en tres estados diferentes, pero si establecemos la relación de presión, volumen y temperatura, descritos en la primera ecuación, se llega a los siguientes resultados.

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Observamos que las tres ecuaciones dan el mismo resultado, lo cual significa que ellas son iguales. Entonces podemos obtener la siguiente ecuación final:

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Esta relación es conocida como la ecuación general de los gases ideales.

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Hidrólisis de las sales

La palabra hidrólisis, deriva de dos palabras griegas, por un lado, hidro, que significa “agua”, y por otro lado lisis, que significa “rotura”. Cuando se trata de la reacción de los iones de una sal con un disolvente ya sea éste, agua u otro, recibirá el nombre de solvólisis.

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Algunas sales en disolución acuosa tienen un comportamiento ácido o básico según Brönsted – Lowry, ya que los iones producidos en la disociación son capaces de transferir iones H^+ al agua, o también recibirlos de ella.

Así, la hidrólisis de una sal, se define como:

La reacción ácido-base que pueden llevar a cabo los iones de una sal con el agua.

En consecuencia, se puede producir un exceso de iones H3O^+, o también de iones OH^-, con los que se podrá formar una disolución ácida o básica respectivamente.

Podemos considerar a las sales como compuestos iónicos que proceden de la reacción que tiene lugar entre un ácido y una base siguiendo la siguiente reacción:



HA + BOH → B^+ A^- + H2O

Ácido Base Sal Agua

Se ve que el catión de la sal tiene su origen en la base y el anión en cambio procede del ácido.

Para poder estudiar el comportamiento con el agua, las sales se suelen clasificar según su procedencia en cuatro grupos:

  • Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte

  • Sales de base fuerte y ácido débil

  • Sales de base débil y ácido fuerte

  • Sales de ácido débil y ácido débil.

Las sales con procedencia de una base fuerte y un ácido débil, no provocan reacciones de hidrólisis, por lo tanto, no modifican tampoco el pH del agua (pH=7). De éste modo se dice que la disolución es siempre neutra.

Este es el caso por ejemplo, del cloruro de sodio, NaCl, del yoduro de potasio, KI, o también del nitratote sodio, NaNO3.

Los cationes de sodio y potasio provienen de las bases fuertes de NaOH y KOH. Los aniones Cl^-, NO3^– e I^-, proceden de los ácidos fuertes, HCL, HNO3 y HI.

Pongamos como ejemplo, la disolución acuosa de cloruro de sodio. La disociación iónica en disolución de la sal es completa y se produce siguiendo la ecuación:

NaCl (s) → Na^+ (aq) + Cl^- (aq)

Y según el siguiente equilibro se produce la autoionización del agua:

H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O^+ (aq) + OH^- (aq)

El catión del sodio y el anión del cloro, se encuentran ambos hidratados, y son a su vez el ácido y la base conjugados del hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico. Debido a que éstos son muy fuertes, dichos iones serán muy débiles como para reaccionar con el agua.

Debido a esto, el equilibrio del agua no se ve alterado, manteniéndose igual su pH, es decir, la disolución es neutra.

  • El grupo de las sales de base fuerte y ácido débil, está integrado por sales del tipo del carbonato sódico, bicarbonato de sodio, acetato de sodio, cianuro de potasio, etc. Se dice en este caso, que por la reacción de hidrólisis de los aniones, las disoluciones de las sales que proceden de las bases fuertes y ácidos débiles son básicas.
  • En el grupo de las sales de base débil y ácido fuerte, se encuentran las sales amónicas entre otras, siempre procedentes de ácidos fuertes como pueden ser por ejemplo, el cloruro de amonio, o el nitrato de amonio. En este caso se dice, que debido a la reacción de hidrólisis del catión, las disoluciones de las sales que proceden de las bases débiles y ácidos fuertes son ácidas

  • En el grupo de las sales de base débil y ácido débil, se integran entre otras, las sales amónicas, que ]proceden de ácidos débiles, como puede ser el acetato de amonio, o el carbonato de amonio. En las disoluciones acuosas de este tipo de sales, tiene lugar una hidrólisis ácida de los cationes y una hidrólisis básica de los aniones.

La constante de hidrólisis, Kh, resulta de la siguiente manera:

Kh = Kw / Ka. Kb,

Donde Ka, es la constante de hidrólisis ácida del anión y Kb, es la constante de hidrólisi básica en el caso del catión.

Los pH de las disoluciones dependen de los valores de Ka y Kb:

  • Si Ka > Kb, los cationes se hidrolizan más que los aniones, siendo el pH < 7. La disolución de la sal será ácida.

  • Si Kb > Ka, los aniones se hidrolizan más que los cationes, siendo el pH > 7. En este caso la disolución de la sal es básica.

  • Si Ka ≡ Kb, ambos iones se encontrarán hidrolizados en proporciones similares, siendo el pH en este caso pH=7, diciéndose que la disolución es neutra.

practica

Solubilidad de los compuestos iónicos

En muchos líquidos polares, como el agua, son buenos disolventes para sustancias iónicas, o en general, sustancias covalentes polarizadas. En cambio, no son buenos disolventes para sustancias no polares, siendo estas la gran mayoría de las sustancias covalentes.

Para poder explicar de manera cuantitativa la capacidad de las distintas sustancias para disolverse en disolventes del tipo del agua, se ha enunciado el concepto de solubilidad, el cual explica que la solubilidad de un soluto en un disolvente, hace referencia a la cantidad máxima de dicho soluto que se pueda disolver en una cantidad concreta de disolvente o de disolución a una cierta temperatura.

La solubilidad se mide en cualquiera de las unidades usadas para expresar la composición de una disolución, es decir, en moles de soluto por litro de disolución, gramos de soluto por litros de disolución, etc.

Dependiendo de la cantidad de soluto, las disoluciones pueden ser de tres formas distintas:

  • Saturadas

  • Sobresaturadas

  • Insaturadas

Disoluciones saturadas:

Son las disoluciones en las cuales las sustancias disueltas se encuentran en un equilibrio dinámico con el soluto que no está disuelto. En conclusión, este tipo de disoluciones contienen la máxima cantidad de soluto que sea posible, a una cierta temperatura.

Por ejemplo:



En el caso del cloruro de potasio, cuando este se encuentra en disolución acuosa saturada, el número de iones que en un tiempo determinado se disuelven, pasando del sólido a la disolución es igual al número de iones que se encuentran disueltos y pasan a estar en fase sólida, en el mismo tiempo.

Si se pudiera seguir a un ion de K^+ o de Cl^-, lo veríamos unas veces en el sólido que no está disuelto, y otras veces en la disolución.

K^+Cl^- (s) ↔ K^+ (aq) + Cl^- (aq) , produciendose hacia la derecha la disolución, y hacia la izquierda la cristalización.

Disoluciones sobresaturadas:

Son aquellas que contienen una cantidad determinada de soluto mayor que la que correspondería a la disolución saturada. Se trata de una situación no estable, de manera que , generalmente, basta la adición de poca cantidad de soluto para conseguir provocar la cristalización del soluto que se encuentra en exceso.

Disoluciones insaturadas:

Son las disoluciones que contienen poca cantidad de soluto, siendo ésta inferior incluso, a la cantidad que indica su solubilidad.

Hay diferentes factores que influyen en la solubilidad, como son el aumento de entropía, la energía de red, o el calor de hidratación y disolución.

El valor de la solubilidad en el caso de los compuestos iónicos, no se predice fácilmente, pues en el proceso de la disolución de éstos, influyen al mismo tiempo distintos factores termodinámicos, como los anteriormente mencionados, así pues deberemos analizar por separado la influencia de cada uno de ellos.

Aumento de la entropía:

El cambio de la entropía, juega un importante papel en la disolución de compuestos iónicos, pues siempre que se produce una rotura de la red iónica que hace que se dispersen los iones, se produce también un aumento del desorden del sistema, y por lo cual, también se produce un aumento de la entropía de dicho sistema:

∆S > 0

Debido a que muchos de los procesos de disolución son endotérmicos (∆H > 0), la entropía aumenta , pudiendo contrarrestar la propia naturaleza del proceso, favorenciendo la espontaneidad de la disolución a una determinada temperatura.

Así, un proceso es espontáneo si en él se provoca una disminución de la entalpía libre (∆G < 0), pues la variación de la entalpía libre es ∆G = ∆H – T∆S, con que el término T∆S sea mayor que ∆H, el proceso de disolución será espontáneo aunque sea endotérmico. Y, cuanto mayor sea T∆S con respecto de ∆H, más se verá favorecida la espontaneidad del proceso de disolución, pues ∆G, será más negativo.

Energía de red:

La disolución de los compuestos iónicos se necesita la rotura completa de la red cristalina. Para esto se necesita aportar una cantidad de energía que sea igual en valor absoluto a la energía de red del compuesto, U.

Se puede predecir que los compuestos que tienen energía de red baja en valor absoluto, serán los más solubles.

Electrólisis

La conductividad eléctrica de las sustancias consiste en un desplazamiento de la carga eléctrica a través de ellas. Dicho movimiento de las cargas puede producirse de dos maneras distintas:

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  • A través de un flujo de electrones, como sucede en los metales, a los cuales se les conoce como conductores de primera especie.

  • A través del movimiento de los iones positivos y negativos, mediante una disolución o mediante un compuesto iónico fluido. Esta forma de conductividad se conoce como conductividad iónica, también llamada, electrolítica, tratándose de la conductividad propia de los electrolitos que son conductores de segunda especie.

La electrólisis se puede definir como un proceso en el que el paso de la corriente eléctrica a través de una disolución o a través de un electrolito fundido, da como resultado una reacción de oxidación – reducción (redox), no espontánea.

La conductividad eléctrica se lleva a cabo en cubas o celdas electrolíticas, para poder reproducir una reacción de oxidación- reducción, en la electrólisis, proceso que tiene gran interés práctico.

Una cuba electrolítica es un recipiente en el cual se lleva a cabo el proceso de la electrólisis. Dicho recipiente contiene una disolución en la que se sumergen los electrodos, ambos conectados a una fuente de corriente continua, gracias a la cual la cuba recibe electrones.

Los electrodos son las superficies sobre las que tienen lugar las semirreacciones redox. Generalmente son de carácter inerte con respecto a los reactivos que se encuentran en la cuba electrolítica. En los electrodos podemos distinguir un cátodo, y un ánodo, al igual que ocurre en las pilas voltaicas.

  • Ánodo:

electrodo en el cual se produce la oxidación, éste va conectado al polo positivo de la fuente de corriente.

  • Cátodo:

electrodo donde se produce la reducción, éste se conecta al polo negativo de la fuente de corriente.

Las diferencias más destacables entre una pila y una cuba electrolítica son:

  • En una pila voltaica, la reacción química produce energía eléctrica, en cambio en la cuba electrolítica es justo al contrario, la energía eléctrica produce una reacción química.

  • En las pilas, hay dos electrolitos, y en las cubas electrolíticas solamente uno.
  • Las reacciones redox son espontáneas en las pilas voltaicas, mientras que en las cubas electrolíticas, no lo es.

  • En las pilas, el ánodo es el polo negativo, y el cátodo el positivo, viceversa en las cubas electrolíticas.

Un ejemplo de electrólisis puede ser el caso del agua. El agua pura no tiene la suficiente cantidad de iones libres como para que se pueda producir electricidad. Debido a esto, para lograr la electrolisis del agua, se suele añadir una cantidad pequeña de ácido sulfúrico (0.1 M). En estas disoluciones acuosas, se sumergen los electrodos inertes, que es donde ocurrirán las siguientes reacciones:

Oxidación en el ánodo: 2 H2O (l) – 4 e^- → O2 (g) + 4H^+ (aq)

Reducción en el cátodo: 4H^+ (aq) + 4e^- → 2 H2 (g)

Reacción global: 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)

Se ve claramente como se obtiene hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo, siendo el volumen del gas de hidrógeno, el doble del volumen de oxígeno.

Los aniones sulfato del ácido se oxidan después que el agua, éstos necesitan un potencial elevado para descargarse, así que no lo hacen. El ácido sulfúrico no es consumido.

2015

Compuestos orgánicos

La mayor parte de los compuestos de carbono, conocidos como substancias orgánicas, esto es, compuestos de carbono e hidrógeno, este llamado elemento organizador.

Las substancias orgánicas contienen pocos elementos, en general de dos a cinco. Además de carbono e hidrógeno, integran los compuestos orgánicos el oxígeno, el nitrógeno, los halógenos, el azufre y el fósforo.

Nomenclatura de organicos:

Muchos de los nombres de los compuestos de la química orgánica derivan del nombre del hidrocarburo del cual proceden, dependiendo el nombre también del grupo funcional que posean.

Un grupo funcional, es un grupo de átomos que se encuentran unidos de forma característica y es del que dependen las propiedades químicas de la molécula que lo contenga.

Los hidrocarburos son los compuestos básicos de la química orgánica. Un hidrocarburo es un compuesto orgánico que se encuentra formado solamente por átomo de hidrógeno y carbono, consiguiendo una estructura a modo de esqueleto de carbonos unidos a átomos de hidrógeno. Dichos esqueletos o cadenas carbonadas pueden tener una forma lineal o ramificada, y a su vez pueden ser abiertas o cerradas. Los hidrocarburos son de dos tipos: Alifáticos y aromáticos.

  • Hidrocarburos alifáticos:

son aquellos que a la vez clasificamos como alcanos, alquenos o alquinos, dependiendo del tipo de enlace que posean para unir los átomos de carbono, pudiendo ser éstos de tipo simple, doble o triple.

Generalmente, la formulación de los compuestos orgánicos requiere que escribamos las fórmulas de manera desarrollada o semidesarrollada, encoentrandose destacados siempre los grupos funcionales presentes.



Así, la nomenclatura de estos compuestos debe constar siempre con :

  • El nombre de la cadena carbonada principal, donde indicaremos el número de átomos de carbono, a través de los prefijos que correspondan

  • El grupo funcional propio del compuesto en cuestión, expresado mediante el sufijo que lo caracterice. También, cuando sea necesario, se antepondrá un número que indique la posición de la molécula.

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  • [*]Los sustituyentes, o ramificaciones que posea la cadena principal, así como el número que haga localizar la molécula
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