Quimica 10º

 PRIMER PERIODO 

Docente: Mauricio Muñoz Matemático Físico Univalle 

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GRADO DÉCIMO 10° QUÍMICA 

LA QUÍMICA COMO CIENCIA

El filósofo griego Aristóteles pensaba que las sustancias estaba formada por cuatros elementos: tierra, aire, agua y fuego. Paralelamente discurría otra corriente paralela, el atomismo, que postulaba que la materia estaba formada de átomos, partículas indivisibles que se podían considerar la unidad mínima de materia. Esta teoría, propuesta por el filósofo griego Demócrito de Abdera no fue popular en la cultura occidental dado el peso de las obras de Aristóteles en Europa. Sin embargo tenía seguidores (entre ellos Lucrecio) y la idéa se quedó presente hasta el principio de la edad moderna.

Entre los siglos III a.C. y el siglo XVI d.C la química estaba dominada por la alquimia. El objetivo de investigación más conocido de la alquimia era la búsqueda de la piedra filosofal, un método hipotético capaz de transformar los metales en oro. En la investigación alquímica se desarrollaron nuevos productos químicos y métodos para la separación de elementos químicos. De este modo se fueron asentando los pilares básicos para el desarrollo de una futura química experimental.

La química como tal comienza a desarrollarse entre los siglos XVI y XVII. En esta época se estudió el comportamiento y propiedades de los gases estableciéndose técnicas de medición. Poco a poco fue desarrollándose y refinándose el concepto de elemento como una sustancia elemental que no podía descomponerse en otras. También esta época se desarrolló la teoría del flogisto para explicar los procesos de combustión.

A partir del siglo XVIII la química adquiere definitivamente las características de una ciencia experimental. Se desarrollan métodos de medición cuidadosos que permiten un mejor conocimiento de algunos fenómenos, como el de la combustión de la materia, descubriéndo Lavoisier el oxígeno y sentando finalmente los pilares fundamentales de la moderna química.

CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA

                                                                                         

1.-Química General: Es la  ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. 

2.-.-Química Especial: Es aquella que estudia la Química tanto orgánica como inorgánica y la química analítica, a su vez se divide en.

Química Inorgánica: se la llama también mineral porque estudia todos los elementos químicos que componen los cuerpos sin vida. Ej. Hierro, oro, plata, etc.

Química Orgánica: Se le da también el nombre de química del carbono estudia el carbono y sus combinaciones con el hidrogeno para formar los hidrocarburos. Así por ejemplo: el estudio del gas doméstico que está formado por los primeros 4 gases: metano, etano, propano, y butano.

Química Analítica: Identifica los elementos que forman un compuesto mediante el análisis cualitativo y cuantitativo.                               

 * Análisis Cualitativo: este análisis identifica que clase de elementos forman un compuesto.
 * Análisis Cuantitativo: este análisis identifica que clase de elementos  forman un compuesto así por ejemplo si tenemos la molécula de agua decimos que está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno
                 

3.- Química Aplicada: dentro de esta clasificación anotamos las siguientes

Bioquímica: estudia las diferentes reacciones químicas que se realizan en el interior de los seres vivos

Geología: por medio de los geólogos nos ayudan a identificar la composición de los suelos así por ejemplo. Con las muestras de suelo podemos darnos cuenta que abono necesita para que sea fértil.

Mineralogía: Estudia todos los minerales que se pueden extraer en la corteza terrestre por ejemplo. El oro, plata, estaño, etc.

Petroquímica: estudia el petróleo y sus derivados: cosméticos, acetona, diesel, etc..

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GRADO DÉCIMO 10°  QUÍMICA

PRIMER PERIODO  

  CONTENIDO CURRICULAR

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MÉTODO CIENTÍFICO

EL MÉTODO CIENTÍFICO ES UN MÉTODO DE INVESTIGACIÓN USADO PRINCIPALMENTE EN LA PRODUCCIÓN DE CONOCIMIENTO EN LAS CIENCIAS. PARA SER LLAMADO CIENTÍFICO, UN MÉTODO DE INVESTIGACIÓN DEBE BASARSE EN LO EMPÍRICO Y EN LA MEDICIÓN, SUJETO A LOS PRINCIPIOS ESPECÍFICOS DE LAS PRUEBAS DE RAZONAMIENTO. SEGÚN EL OXFORD ENGLISH DICTIONARY, EL MÉTODO CIENTÍFICO ES: «UN MÉTODO O PROCEDIMIENTO QUE HA CARACTERIZADO A LA CIENCIA NATURAL DESDE EL SIGLO XVII, QUE CONSISTE EN LA OBSERVACIÓN SISTEMÁTICA, MEDICIÓN, EXPERIMENTACIÓN, LA FORMULACIÓN, ANÁLISIS Y MODIFICACIÓN DE LAS HIPÓTESIS».

FRENTE A LOS LÍMITES DEL AZAR O LA CASUALIDAD QUE EN POCAS OCASIONES DAN CONOCIMIENTO O SABIDURÍA, -YA SEA CONOCIMIENTO CIENTÍFICO, DEL BIEN O, COMO INDICA ARISTÓTELES EN LA ÉTICA A NICÓMACO, DEL BIEN MÁXIMO QUE ES LA FELICIDAD-, PLATÓN Y EL MISMO ARISTÓTELES ADVERTÍAN DE LA NECESIDAD DE SEGUIR UN MÉTODO CON UN CONJUNTO DE REGLAS O AXIOMAS QUE DEBÍAN CONDUCIR AL FIN PROPUESTO DE ANTEMANO. SÓCRATES, PLATÓN Y ARISTÓTELES, ENTRE OTROS GRANDES FILÓSOFOS GRIEGOS, PROPUSIERON LOS PRIMEROS MÉTODOS DE RAZONAMIENTO FILOSÓFICO, MATEMÁTICO, LÓGICO Y TÉCNICO.

DURANTE LA ÉPOCA MEDIEVAL, SERÍAN LOS FILÓSOFOS, FÍSICOS, MATEMÁTICOS, ASTRÓNOMOS Y MÉDICOS DEL MUNDO ISLÁMICO QUIENES HICIERAN SUYA, DESARROLLARAN Y DIFUNDIERAN LA HERENCIA DE LA FILOSOFÍA GRIEGA -ENTRE OTROS ALHAZEN, AL-BIRUNI Y AVICENA-. TAMBIÉN SE DEBE RECONOCER A QUIENES CONTRIBUYERON A LA DIFUSIÓN DE DICHOS CONOCIMIENTO POR EUROPA; FIGURAS COMO ROBERTO GROSSETESTE Y ROGER BACON JUNTO CON LA IMPRESCINDIBLE LABOR DE LA ESCUELA DE TRADUCTORES DE TOLEDO.

PERO NO SERÍA HASTA LA EDAD MODERNA CUANDO SE CONSOLIDARA UNA NUEVA FILOSOFÍA NATURAL. DESCARTES (1596-1650) EN SU OBRA EL DISCURSO DEL MÉTODO DEFINE POR PRIMERA VEZ LAS REGLAS DEL MÉTODO PARA DIRIGIR BIEN LA RAZÓN Y BUSCAR LA VERDAD EN LAS CIENCIAS. AÚN CON DIFERENCIAS NOTABLES FUERON MUCHOS LOS QUE DEFENDIERON LA NECESIDAD DE UN MÉTODO QUE PERMITIERA LA INVESTIGACIÓN DE LA VERDAD.

DESDE UN PUNTO DE VISTA EMPÍRICO O CIENTÍFICO TAL Y COMO AHORA LO ENTENDEMOS SE DEBE MENCIONAR A PRECURSORES DEL MÉTODO CIENTÍFICO COMO LEONARDO DA VINCI (1452-1519), COPÉRNICO (1473-1543), KEPLER (1571-1630) Y GALILEO GALILEI (1564-1642) QUIENES APLICABAN UNAS REGLAS METÓDICAS Y SISTEMÁTICAS PARA ALCANZAR LA VERDAD. GALILEO GALILEI CONTRIBUYÓ A REFORZAR LA IDEA DE SEPARAR EL CONOCIMIENTO CIENTÍFICO DE LA AUTORIDAD, LA TRADICIÓN Y LA FE.

LA FILOSOFÍA RECONOCE NUMEROSOS MÉTODOS, ENTRE LOS QUE ESTÁN EL MÉTODO POR DEFINICIÓN, DEMOSTRACIÓN, DIALÉCTICO, TRASCENDENTAL, INTUITIVO, FENOMENOLÓGICO, SEMIÓTICO, AXIOMÁTICO, INDUCTIVO. LA FILOSOFÍA DE LA CIENCIA ES LA QUE, EN CONJUNTO, MEJOR ESTABLECE LOS SUPUESTOS ONTOLÓGICOS Y METODOLÓGICOS DE LAS CIENCIAS, SEÑALANDO SU EVOLUCIÓN EN LA HISTORIA DE LA CIENCIA Y LOS DISTINTOS PARADIGMAS DENTRO DE LOS QUE SE DESARROLLA.

CIENTÍFICO, POR SU PARTE, ES EL ADJETIVO QUE MENCIONA LO VINCULADO A LA CIENCIA (UN CONJUNTO DE TÉCNICAS Y PROCEDIMIENTOS QUE SE EMPLEAN PARA PRODUCIR CONOCIMIENTO). EL MÉTODO CIENTÍFICO, POR LO TANTO, SE REFIERE A LA SERIE DE ETAPAS QUE HAY QUE RECORRER PARA OBTENER UN CONOCIMIENTO VÁLIDO DESDE EL PUNTO DE VISTA CIENTÍFICO, UTILIZANDO PARA ESTO INSTRUMENTOS QUE RESULTEN FIABLES. LO QUE HACE ESTE MÉTODO ES MINIMIZAR LA INFLUENCIA DE LA SUBJETIVIDAD DEL CIENTÍFICO EN SU TRABAJO.

DESCRIPCIONES DEL MÉTODO CIENTÍFICO

Por proceso o "método científico" se entiende aquellas prácticas utilizadas y ratificadas por la comunidad científica como válidas a la hora de proceder con el fin de exponer y confirmar sus teorías. Las teorías científicas, destinadas a explicar de alguna manera los fenómenos que observamos, pueden apoyarse o no en experimentos que certifiquen su validez. Sin embargo, hay que dejar claro que el mero uso de metodologías experimentales, no es necesariamente sinónimo del uso del método científico, o su realización al 100%. Por ello, Francis Bacón definió el método científico de la siguiente manera:

1.     Observación: Es aplicar atentamente los sentidos a un objeto o a un fenómeno, para estudiarlos tal como se presentan en realidad, puede ser ocasional o causalmente.

2.     Inducción: La acción y efecto de extraer, a partir de determinadas observaciones o experiencias particulares, el principio particular de cada una de ellas.

3.     Hipótesis: Consiste en elaborar una explicación provisional de los hechos observados y de sus posibles causas.

4.     Probar la hipótesis por experimentación.

5.     Demostración o refutación (antítesis) de la hipótesis.

6.     Tesis o teoría científica.

Así queda definido el método científico tal y como es normalmente entendido, es decir, la representación social dominante del mismo. Esta definición se corresponde sin embargo únicamente a la visión de la ciencia denominada positivismo en su versión más primitiva. Empero, es evidente que la exigencia de la experimentación es imposible de aplicar a áreas de conocimiento como la astronomía, la física teórica, etcétera. En tales casos, es suficiente la observación de los fenómenos producidos naturalmente, en los que el método científico se utiliza en los estudios (directos o indirectos) a partir de modelos más pequeños, o a partes de éste.

Por otra parte, existen ciencias no incluidas en las ciencias naturales, especialmente en el caso de las ciencias humanas y sociales, donde los fenómenos no sólo no se pueden repetir controlada y artificialmente (que es en lo que consiste un experimento), sino que son, por su esencia, irrepetibles, por ejemplo la historia. De forma que el concepto de método científico ha de ser repensado, acercándose más a una definición como la siguiente:

“Proceso de conocimiento caracterizado por el uso constante e irrestricto de la capacidad crítica de la razón, que busca establecer la explicación de un fenómeno ateniéndose a lo previamente conocido, resultando una explicación plenamente congruente con los datos de la observación”.

Así, por método o proceso científico se entiende aquellas prácticas utilizadas y ratificadas por la comunidad científica como válidas a la hora de proceder con el fin de exponer y confirmar sus teorías, como por ejemplo los Postulados de Koch para la microbiología. Las teorías científicas, destinadas a explicar de alguna manera los fenómenos que observamos, pueden apoyarse o no en experimentos que certifiquen su validez.

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PROPIEDADES DE LA MATERIA

SEGUNDO PERIODO GRADO DÉCIMO

2° PERIODO GRADO 10°

TEMAS - 2° PERIODO QUÍMICA 



EL ÁTOMO Y LOS MODELOS ATÓMICOS 

   La pequeña “historia” del átomo es un ejemplo magnífico del MÉTODO CIENTÍFICO: se idean modelos de como creemos que es la realidad, que son válidos si explican hechos conocidos y previenen otros desconocidos, y dejan de ser válidos cuando nuevos resultados experimentales no concuerdan con el modelo. Esto es lo que ocurrió con la idea de átomo (y probablemente la historia continúe...). 

   Breve explicación histórica sobre el átomo

   Imaginemos que cogemos una hoja de papel de aluminio y que la troceamos en mitades muchas veces, ¿podríamos dividirla indefinidamente en trozos más y más pequeños? ¿Seguirían siendo aluminio eses trozos? Los filósofos de la antigua Grecia pensaron mucho sobre esto. Leucipo (450 a.C.) supuso que después de muchas divisiones llegaríamos a tener una partícula tan pequeña que no se podría dividir más veces. Su discípulo Demócrito, llamó átomos a estas partículas indivisibles (átomo significa indivisible en griego). Pero para otros filósofos, principalmente Aristóteles, la idea de átomos indivisibles les resultaba paradójico y la rechazaron. Aristóteles pensaba que todas las sustancias estaban formadas por mezclas de cuatro elementos: aire, tierra, agua y fuego. El enorme prestigio de Aristóteles hizo que nadie cuestionase sus ideas, y los átomos fueron olvidados durante más de 2.000 años. LOS FILÓSOFOS GRIEGOS NUNCA EXPERIMENTABAN, YA QUE TRABAJAR CON LAS MANOS ERA COSA DE ARTESANOS; ELLOS SOLO PENSABAN. CREÍAN QUE LA MENTE ERA SUFICIENTE PARA CONOCER LA VERDAD. 

    UN MODELO ATÓMICO es una representación que describe las partes que tiene un átomo y cómo están dispuestas para formar un todo. Veamos los distintos modelos que han ido surgiendo: 

ENLACES QUÍMICOS

    Cuando dos o mas átomos se aproximan entre si, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de esas fuerzas unen los átomos; otras tienden a separarlos. En la mayoría de los átomos con excepción de los gases nobles, las fuerzas de atracción son mayores que las fuerzas de repulsión, los átomos se atraen entre si y forman un enlace.

    

     Enlace Químico es la fuerza de atracción mutua entre dos o mas átomos que se combinan para formar una molécula.

     Los átomos se combinan mediante procesos que implican perdida, ganancia o compartición de electrones de tal forma que adquieran la configuración electrónica de 8 electrones en su último nivel de energía; esto se conoce como Regla del Octeto.

   

    Electrones de Valencia son los que encontramos en el último nivel de energía. Cuando se hace una combinación, los electrones de valencia pasan del nivel de energía externo de un átomo a otro o son compartidos por los niveles externos de los átomos que entran en la combinación.

      Para representar la formación de enlaces entre los átomos se acostumbra a usar la Estructura de Lewis, que consisten en el símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo, con los electrones del ultimo nivel de energía, los cuales pueden  representarsen por medio de puntos, cruces, etc

  

  

     Electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un enlace. La electronegatividad cambia en la tabla periódica de modo que los elementos más electronegativos a la derecha y arriba de la tabla y los menos electronegativos a la izquierda y abajo. Los elementos se estabilizan al alcanzar la configuración electrónica de 8 electrones en su último nivel de energía, por tanto los elementos situados a la derecha del grupo del carbono poseen gran tendencia a captar los electrones para adquirir su octeto, mientras que los ubicados a la izquierda tienden a perder los electrones de valencia.

INCREMENTO DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

      ENLACE IONICO:

Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una atracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuya estructura generalmente es cristalina, como es el caso del sodio y la el cloro que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por  seis aniones de cloro.

Enlace iónico es el que se establece por trasferencia de electrones de un átomo hacia otro, de modo que los átomos reaccionantes alcanzan a cumplir la regla del octeto.

ENLACE COVALENTE:

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad  para que exista transferencia electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simples, dobles y triples, según la forma de compartir uno, dos o tres electrones.

Enlace covalente es la unión de dos o mas átomos que comparten uno o mas pares de electrones. Existen tres clases de enlaces covalentes:

Ø  Covalente simple: Ocurre cuando los dos átomos que participan en el enlace comparten entre si un solo par de electrones. Por ejemplo en la molécula de bromo, se combinan dos átomos de bromo cada uno con 7 electrones en el último nivel, a cada átomo le falta un electrón para cumplir la ley del octeto. Por tanto, los dos electrones sin aparear se aproximan para compartir estos electrones originando un enlace simple.

Ø  Covalente doble: Cuando los átomos presentes deben compartir más de un par de electrones para alcanzar el octeto. Por ejemplo la molécula de O2, cada átomo de oxigeno le faltan dos electrones en su nivel externo para cumplir la ley del octeto. Para adquirir esta configuración, los átomos de oxigeno deben compartir dos pares de electrones de valencia, determinando un enlace doble.

Ø  Covalente triple: Cuando los átomos que participan en  el enlace comparten tres pares de electrones. Por ejemplo, un átomo de nitrógeno, que en su último nivel tiene 5 electrones, al unirse con otro átomo de nitrógeno forman la molécula compartiendo tres pares de electrones para cumplir la ley del octeto, determinando un enlace triple.

ES DECIR

Enlace covalente coordinado: Este enlace consiste en la compartición de un par de electrones entre dos átomos, donde dicho par es proporcionado por uno de los elementos enlazados. En la representación de un compuesto empleando la fórmula, el enlace covalente coordinado se índica mediante una flecha apuntando hacia quién recibe el par electrónico de enlace, el H₂SO₄ y el HNO₃ presentan este tipo de enlace:

OBSERVEN EL SIGUIENTE VÍDEO DE ENLACES

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PERIODICIDAD QUÍMICA

Cuando hablamos de la configuración electrónica del átomo de un elemento presente en la tabla periódica nos referimos a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. El principio básico que se emplea para esto es el de Aufbau o como se conoce comúnmente método de la lluvia, en el cual los electrones se asignan a las capas (definidas por el número cuántico n) de energía cada vez más alta. En una capa dada, los electrones son asignados a subcapas (definidas por el número cuántico l) de energía cada vez más alta. Los electrones son asignados de manera tal, que la energía total del átomo es la más baja posible. Ahora, lo importante es el orden de energía de las capas y subcapas.

Propiedades Atómicas y Tendencia Periódicas

Una vez comprendidas las configuraciones electrónicas, los químicos que dedicaron su vida a organizar los elementos detectaron que las semejanzas en las propiedades de los elementos son resultado de las configuraciones electrónicas similares en la capa de valencia, debido a esto se enfocaron en describir cómo se relacionan las configuraciones electrónicas de los átomos con algunas propiedades físicas y químicas de los elementos, y por qué dichas propiedades cambian de manera predecible al desplazarse hacia abajo por los grupos a través de los periodos.

Tamaño atómico

El tamaño de un átomo es determinado por sus electrones más externos. Al ir de la parte superior a la inferior de un grupo, en la tabla periódica, los electrones más externos son asignados a orbitales que tienen valores cada vez más altos del número cuántico principal, n. Los electrones subyacentes requieren ciertos espacios, de modo que los electrones de la capa más externa deben estar más lejos del núcleo. Para los elementos de los grupos principales, los radios atómicos aumentan al descender por un grupo de la tabla periódica y disminuyen al atravesar un periodo.

Tamaño de los iones

Los iones positivos o negativos aumentan de tamaño al descender por el grupo, sin embargo existen dos cualidades importantes que debemos resaltar:

1. Los iones positivos tienen menor radio que los átomos neutros de los que proceden: esto es debido a que cuando se forma el ión se pierden electrones, de modo que los demás electrones pueden reducir sus distancias, por lo tanto las repulsiones son menores.

2. Los iones negativos tienen mayor radio atómico que los átomos neutros de los que proceden:esto se debe a que al ganar electrones aumenta la repulsión entre los átomos.

Electronegatividad

La electronegatividad se refiere a la fuerza o a la capacidad que tiene un átomo para atraer el par de electrones que conforman un enlace químico. Esta se incrementa de izquierda a derecha a través de un período y en cada grupo en particular la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico y al aumentar el carácter metálico.

Tendencias periódicas

Una vez definidos algunos conceptos básicos (radios iónicos y atómicos, configuración electrónica y electronegatividad) podemos entender mucho mejor el orden de los elementos químicos. La tabla periódica como la conocemos se formó agrupando los elementos con propiedades químicas similares. Por ejemplo, los metales alcalinos forman compuestos característicos donde el metal está en forma de un ion +1, tales como, Li+, Na+ o K+. De este modo la reacción entre sodio y cloro da el compuesto iónico NaCl (formado por iones de Na+ y Cl-), y el potasio reacciona con el agua formando una solución acuosa de KOH (solución que contiene los iones hidratados K+(ac) y OH-(ac)).

Reacciones iónicas. Elaboración propia

Familias elementos

Grupo I: Metales alcalinos

Los elementos que forman parte de esta familia tienen solo un electrón en su nivel último de energía. Estos tienen la particularidad de formar soluciones básicas o alcalinas al reaccionar con agua.>/div>

Grupo II: Metales alcalinotérreos

Los elementos que podemos encontrar en este grupo contienen dos electrones en el último nivel de energía.

Grupos III al XII: Metales de transición

Estos elementos son átomos con radios pequeños, a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido a excepción del mercurio. Entre los más destacados podemos encontrar a los metales preciosos como el oro y la plata.

Grupo XIII

En sección de la tabla periódica podemos elementos de tipo metálico, no metálico y metaloides. Entre los destacados encontramos el boro y el aluminio.

Grupo XIV

En este grupo tan importante encontramos al carbono, elemento fundamental para la vida, además también forman parte de este grupo el estaño, el plomo, entre otros.

Grupo XV

Este grupo es formado por el nitrógeno, que es el gas que encontramos con mayor proporción en el aire, así como el arsénico, el fósforo, el bismuto y el antimonio.

Grupo XVI

En este grupo se encuentra el oxígeno y también el selenio, el azufre , entre otros.

Grupo XVII: Halógenos

Son no metales y poseen la facilidad de atraer electrones. Algunos de lo más importantes son el cloro y el flúor.

Grupo XVIII: Gases nobles

Son los elementos químicos más estables, sus átomos tienen repleta la última capa de electrones lo que los hace químicamente inertes. En este grupo podemos ubicar al helio y al neón, entre otros.

Por ultimo pero no menos importante, las dos últimas filas fuera de la tabla son correspondientes a las llamadas tierras raras, lantánidos y actínidos.

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NOMENCLATURA QUÍMICA 

Estados de Oxidación y Números de Oxidación

 

Estados de oxidación importantes 

El estado de oxidación es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100% iónicos. 

El estado de oxidación se representa por números que pueden ser positivos, negativos o cero. El mayor estado de oxidación conocido es +8 para los tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, hassio y algunos complejos de plutonio, mientras que el menor estado de oxidación conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono

Valencia y Estados de oxidación

la Valencia es la capacidad de combinación que presentan los Átomos. Cuando se realiza la combinación, los electrones de Valencia pasan de la capa externa de un átomo a estar mas cerca del otro, o son compartidos por las capaz externas de  los átomos que entran en combinación. La valencia de un elemento varia con su posición en la tabla periódica según el número de electrones que posea en su nivel de energía mas externo. Un mismo elemento puede trabajar con varias Valencias según la molécula que forme. 

https://es.slideshare.net/SegundoMedio/clase-nomenclatura-inorganica-2011

Los Estados de oxidación

Son una expresión del número de electrones que ha ganado, perdido o compartido el átomo a unirse con otros.

Para determinar el Estado de Oxidación son necesarias una serie de Reglas:

1. El Numero de Oxidación para cualquier átomo no combinado o elemento libre es Cero (0). Ejemplo: 02 es Cero. 

2. La suma de los Numeros de Oxidacion de todos los átomos de los elementos en una molécula es cero. Ejemplo: HCL, H = + 1 y CL = - 1,  + 1 - 1 = 0.

3. El Numero de Oxidacion del Oxigeno es - 2, excepto en los peróxidos que es - 1. Ejemplo: H2O, H = + 1 X 2 = + 2 y O = - 2,  + 2 - 2 = 0. Y en el Agua Oxigenada (H2O2), el Oxígeno Trabaja con - 1 por ellos la suma también es Cero. 

4. El estado de Oxidacion del Hidrogeno es  + 1, excepto en los HIdruros Metálicos como CaH2 que es - 1.

5. Los elementos del Grupo IA (Metales Alcalinos) poseen estados de oxidación + 1 y los del grupo IIA (Metales Alcalinotérreos) tienen estados de Oxidación de + 2. 

6. En compuestos Binarios, es decir que poseen dos elementos del grupo VIIA (Halógenos) trabajan con estados de Oxidación de - 1.

CUARTO PERIODO GRADO DÉCIMO

(4° PERIODO GRADO 10°) 

TEMAS - 4° PERIODO QUÍMICA 

Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha recomendado una serie de reglas aplicables a la nomenclatura química de los compuestos inorgánicos; estas se conocen comúnmente como El libro rojo.​ Idealmente, cualquier compuesto debería tener un nombre del cual se pueda extraer una fórmula química sin ambigüedad ya sea diferente manera para su forma química del desarrollo. En castellano puede consultarse el "Resumen de las nomas IUPAC 2005 de nomenclatura de química inorgánica para su uso en enseñanza secundaria y recomendaciones didácicas" de la RSEQ (Real Sociedad Española de Química).

También existe una nomenclatura IUPAC para la química orgánica. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre, boro, fósforo y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos, los más comunes son los minerales. Estos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.

Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades químicas características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno y que dona H⁺; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH^-1 presente en estas moléculas y que recibe electrones. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

1. Nomenclatura sistemática, con prefijos / atomicidad
2. Nomenclatura stok con números romanos
3. Nomenclatura tradicional, clásica o antigua

Nomenclatura sistemática, con prefijos / atomicidad

También llamada nomenclatura por atomicidad, estequiométrica o de IUPAC. Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo el agua con fórmula H₂O, que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula de este compuesto, aunque de manera más práctica, la atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad determinada de sustancia.​ En este estudio sobre nomenclatura química es más conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de un elemento en una sola molécula.

La manera precisa de nombrar estos compuestos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico

Los prefijos son palabras que anteponen al prefijo nombre del compuesto y representan el número de átomos que hay en la molécula del elemento. Existen diferentes prefijos los cuales provienen del griego y a continuación se presenta el número de átomos al que hace referencia el prefijo.​

El prefijo mono- normalmente se elude salvo que haya posibilidad de confusión.

Por ejemplo, CrBr₃: tribromuro de cromo; CO: monóxido de carbono

En casos en los que en vez de átomos se trate de grupos de átomos como compuestos tales como sales dobles y triples, oxisales y similares, se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetraquis, pentaquis, hexaquis, etc.

Por ejemplo la fluorapatita Ca₅F (PO₄)₃ : fluoruro tris(fosfato) de calcio, ya que si se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P₃O₁₀]^5-, en cuyo caso sería:

Ca₅F (P₃O₁₀)₃

Nomenclatura Stok con números romanos

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos, el estado de oxidación del elemento con “nombre específico”. Si solamente tiene un estado de oxidación, este no se escribe.

La valencia (o mejor dicho el estado de oxidación) es la que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico; un número positivo cuando tiende a ceder los electrones, y un número negativo cuando tiende a ganar electrones. De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera: nombre genérico + "de" + nombre del elemento específico + el estado de oxidación.

Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro elemento (en compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular.

Ejemplo: SO₃, S⁺⁶O₃^-2, óxido de azufre (VI)

Ejemplo: Fe₂S₃, Fe₂⁺³S₃^-2, sulfuro de hierro (III)

Nomenclatura tradicional, clásica o antigua

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

• Cuando el elemento solo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” o bien se termina el nombre del elemento con el sufijo –ico.

K₂O, óxido de potasio u óxido potásico

• Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: FeO, Fe⁺²O^-2, hierro con la valencia 2, (estado de oxidación +2), óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe₂O₃, Fe₂⁺³O₃^-2, hierro con valencia 3, (estado de oxidación +3), óxido férrico.​

• Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para la menor valencia): P₂O, P₂⁺¹O^-2, fósforo con la valencia 1, (estado de oxidación +1), óxido hipofosforoso

… -oso (para la valencia intermedia): P₂O₃, P₂⁺³O₃^-2, fósforo con valencia 3, (estado de oxidación +3), óxido fosforoso

… -ico (para la mayor valencia): P₂O₅, P₂⁺⁵O₅^-2, fósforo con valencia 5, (estado de oxidación +5), óxido fosfórico

• Cuando tiene cuatro valencias diferentes se usan los prefijos y sufijos

hipo- … -oso (para la valencia más pequeña)

… -oso (para la valencia pequeña)

… -ico (para la valencia grande)

per- … -ico (para la valencia más grande)

• Cuando tiene cinco valencias diferentes se usan los prefijos y sufijos:

hipo- … -oso (para la valencia más pequeña)

… -oso (para la valencia media-menor)

… -ico (para la media)

per- … -ico (para la valencia media-mayor)

hiper- … -ico (para la valencia mayor)

TABLA COMPARATIVA DE LAS NOMENCLATURAS QUIMICAS 

Funciones químicas inorgánicas

¿QUÉ ES UNA FUNCIÓN QUÍMICA?

Tal vez sientas que esta unidad está un poco alejada de tu vida, pero los compuestos inorgánicos nos acompañan más cerca de lo que crees. En la sal que le pones a tu comida, en el bicarbonato de sodio que agregas a tus pasteles, y hasta en el adorno de cuarzo que alguna vez te colgaste en el cuello.

Todos los 

compuestos

 que tengan propiedades químicas y estructuras semejantes formarán parte de una función química. Por ejemplo, los hidróxidos se caracterizan por la presencia de $OH^-$O, H, start superscript, minus, end superscript en su estructura. Del mismo modo, los ácidos en solución acuosa, liberan $H^+$H, start superscript, plus, end superscript.

Como todo lo que se hace en la ciencia, estos compuestos están categorizados es decir, ordenados por criterios. En el caso de las funciones inorgánicas los dos grandes criterios son:

1) ¿El elemento químico reacciona con Oxígeno o con Hidrógeno?

y

2) ¿El elemento químico que reacciona es un metal o un no metal?

Como podrás imaginarte, tras la primera división podemos tener compuestos oxigenados y compuestos hidrogenados

Empecemos por los primeros.

FUNCIONES OXIGENADAS

Dentro de los compuestos oxigenados, el segundo criterio de clasificación es si el elemento es metal o no metal. Daremos una rápida mirada a la formación de las funciones oxigenadas y luego profundizaremos en cada una de ellas.

Óxidos

Un óxido es un compuesto binario porque resulta de la combinación de dos elementos: oxígeno y otro elemento químico de la tabla periódica. Todos reciben la denominación óxido de (elemento), salvo el compuesto con hidrógeno, al que llamamos simplemente agua.

Para escribir la formula de un óxido de forma práctica, colocamos el símbolo del elemento químico seguido por el símbolo del oxígeno. Luego, intercambiamos las valencias y las colocamos como subíndices; al elemento químico le corresponde el subíndice 2 (que es la valencia del oxígeno) y el oxígeno llevará la valencia del elemento químico con el que se ha combinado. Si ambos subíndices son pares se simplifican.

$\Large E_2O_v$E, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, v, end subscript

Por ejemplo, la fórmula del dióxido de carbono es:

$\Large CO_2$C, O, start subscript, 2, end subscript

Dependiendo del tipo de elemento a oxidar, tenemos:

Metal + Oxigeno: óxido básico o simplemente óxido

$\Large FeO$F, e, O Óxido de Hierro(II) u óxido ferroso

Los óxidos metálicos son compuestos que tienen enlaces iónicos, es decir, existe una transferencia de electrones entre sus elementos, que forman un anión con carga negativa y un catión con carga positiva que se atraen por medio de fuerzas electrostáticas.

Si el elemento oxidado es un no metal, tendremos un óxido ácido, también llamado anhídrido:

$\Large Cl_2O_5$C, l, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 5, end subscript Óxido de Cloro (V) o anhídrido clórico

A diferencia de los óxidos metálicos, los óxidos ácidos poseen enlaces covalentes, es decir, que comparten sus electrones de valencia para lograr su estabilidad química.

Resumiendo:

Cuadro de resumen de los tipos de óxidos

Veamos más ejemplos:

¿Qué tipo de compuesto es $SO_2$S, O, start subscript, 2, end subscript?

Al ser el azufre un no metal, el $SO_2$S, O, start subscript, 2, end subscript un óxido ácido, también llamado anhídrido.

Por el contrario, en el caso del $CaO$C, a, O, al ser el calcio un metal, se forma un óxido básico.

Hidróxidos y ácidos oxácidos

Si un óxido básico reacciona con el agua, se forma un hidróxido. Se les conoce también como bases o álcalis. Aunque están compuestos por tres elementos distintos, los hidróxidos se comportan como compuestos binarios iónicos, ya que el ión negativo o anión hidróxido $(OH^-)$left parenthesis, O, H, start superscript, minus, end superscript, right parenthesis actúa siempre como una unidad conjunta y se encuentra unido al catión metálico mediante un enlace iónico. Todos reciben la denominación hidróxido de (metal).

Para escribir su fórmula, se coloca primero el símbolo del metal, sin subíndice ya que el anión hidróxido $(OH)^{-1}$left parenthesis, O, H, right parenthesis, start superscript, minus, 1, end superscript tiene una valencia de -1; a continuación, se escribe el grupo funcional hidróxido entre paréntesis, con el subíndice del metal, de esta manera:

$\Large M(OH)_v$M, left parenthesis, O, H, right parenthesis, start subscript, v, end subscript

Por ejemplo:

$\Large Na(OH)$N, a, left parenthesis, O, H, right parenthesis Hidróxido de sodio

$\Large Ca(OH)_2$C, a, left parenthesis, O, H, right parenthesis, start subscript, 2, end subscript Hidróxido de calcio

Si se agrega agua a los óxidos ácidos, se genera un ácido oxácido. compuesto por por tres elementos distintos: hidrógeno, que actúa con su estado de oxidación +1, oxígeno, que siempre actúa con estado de oxidación -2 y un no metal, que actuará con un estado de oxidación positivo.

Para escribir la fórmula de un ácido oxácido, se coloca primero el símbolo del hidrógeno; a continuación, el símbolo del no metal y, finalmente, el símbolo del oxígeno. Cada uno lleva un subíndice de forma que la suma total de los estados de oxidación de los elementos químicos de la fórmula sea $0$0 (cero).

$\Large H^{+1}_a E^{+v}_b O^{-2}_c = H_aE_bO_c$H, start subscript, a, end subscript, start superscript, plus, 1, end superscript, E, start subscript, b, end subscript, start superscript, plus, v, end superscript, O, start subscript, c, end subscript, start superscript, minus, 2, end superscript, equals, H, start subscript, a, end subscript, E, start subscript, b, end subscript, O, start subscript, c, end subscript

donde: $\Large a+bv-2c=0$a, plus, b, v, minus, 2, c, equals, 0

Para esto, te resultará más sencillo hacer una agrupación del óxido que está reaccionando con el hidrógeno del agua. Por ejemplo, para el caso del ácido sulfúrico en el que el Azufre $(S)$left parenthesis, S, right parenthesis actúa con estado de oxidación +6:

$\Large H^{+1} (SO_4)^{-2} = H_2SO_4$H, start superscript, plus, 1, end superscript, left parenthesis, S, O, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start superscript, minus, 2, end superscript, equals, H, start subscript, 2, end subscript, S, O, start subscript, 4, end subscript

Resumiendo:

Sal oxisal

Cuando un ácido oxácido reacciona con un hidróxido, el resultado será una sal oxisal + 

$H_2O$H, start subscript, 2, end subscript, O. Las sales son compuestos iónicos, para formularlas, necesitas escribir en primer lugar el catión, después el anión, y, como ya debes suponer, se intercambian las valencias en forma de subíndices, de esta manera:

$\Large (C)^{+c} (A)^{-a} = (C)_a(A)_c$left parenthesis, C, right parenthesis, start superscript, plus, c, end superscript, left parenthesis, A, right parenthesis, start superscript, minus, a, end superscript, equals, left parenthesis, C, right parenthesis, start subscript, a, end subscript, left parenthesis, A, right parenthesis, start subscript, c, end subscript

Por ejemplo, al reaccionar el catión Aluminio $(Al)^{+3}$left parenthesis, A, l, right parenthesis, start superscript, plus, 3, end superscript con el anión sulfato $(SO_4)^{-2}$left parenthesis, S, O, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start superscript, minus, 2, end superscript, se forma:

$\Large (Al)^{+3} (SO_4)^{-2} = Al_2(SO_4)_3$left parenthesis, A, l, right parenthesis, start superscript, plus, 3, end superscript, left parenthesis, S, O, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start superscript, minus, 2, end superscript, equals, A, l, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, S, O, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start subscript, 3, end subscript

¿Cómo llegamos hasta aquí? Veamos la ruta gráficamente:

Peróxidos

Los peróxidos son compuestos binarios iónicos, generalmente producidos por metales de los grupos IA y IIA. Su grupo funcional es el anión peróxido $(O_2^{-2})$left parenthesis, O, start subscript, 2, end subscript, start superscript, minus, 2, end superscript, right parenthesis que tiene un enlace oxígeno-oxígeno. Se forman al reaccionar un óxido básico con oxígeno:

$\Large M_2(O_2)_v$M, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, O, start subscript, 2, end subscript, right parenthesis, start subscript, v, end subscript

Por ejemplo:

$\Large Na_2 O_2$N, a, start subscript, 2, end subscript, O, start subscript, 2, end subscript Peróxido de Sodio.

Los peróxido son óxidos que presentan mayor cantidad de oxígeno que un óxido normal, por lo que son compuestos oxidantes.

• Es muy importante recordar que en las fórmulas de los peróxidos no se simplifican los subíndices, pues debe mantenerse el anión peróxido $(O_2^{-2})$left parenthesis, O, start subscript, 2, end subscript, start superscript, minus, 2, end superscript, right parenthesis.

A continuación veremos la formación de funciones hidrogenadas.

Recuerda que luego profundizaremos en las características y ejemplos de cada función.

FUNCIONES HIDROGENADAS

Del mismo modo que las funciones oxigenadas, empezaremos por la combinación de un elemento con el hidrógeno, también llamada reducción.

Reacción de un elemento con el hidrógeno

Al igual que en el caso de los óxidos, para escribir la fórmula de un compuesto binario con el hidrógeno, debemos tomar en cuenta la valencia de ambos elementos, pero en el caso de los compuestos hidrogenados, el orden de los elementos varía según su tipo.

Si un metal reacciona con el hidrógeno, tendremos un hidruro metálico, y para escribir su fórmula colocamos primero el elemento (con un subíndice sobreentendido de 1) y luego el hidrógeno, con el subíndice de la valencia del metal, de esta manera:

$\Large E^{+v} H^{+1} = EH_v$E, start superscript, plus, v, end superscript, H, start superscript, plus, 1, end superscript, equals, E, H, start subscript, v, end subscript

Por ejemplo:

$\Large Li^{-1} H^{+1} = LiH$L, i, start superscript, minus, 1, end superscript, H, start superscript, plus, 1, end superscript, equals, L, i, H

Cuando un no metal del grupo de los 

[halógenos o los anfígenos]

 reaccionan con el hidrógeno, obtenemos un hidrácido. Para escribir la fórmula de un hidrácido, a diferencia de los hidruros metálicos, se coloca primero el símbolo del hidrógeno y luego el símbolo del elemento químico, de esta manera:

$\Large E^{+v} H^{+1} = H_vE$E, start superscript, plus, v, end superscript, H, start superscript, plus, 1, end superscript, equals, H, start subscript, v, end subscript, E

Por ejemplo:

$\Large S^{-2} H^{+1} = H_2S$S, start superscript, minus, 2, end superscript, H, start superscript, plus, 1, end superscript, equals, H, start subscript, 2, end subscript, S

Gráficamente:

TALLER OXIDOS E HIDROXIDOS 

Nomenclatura Tradicional, Sistemática y Stock

Fórmula empírica

Fórmula empírica (1), Fórmula Molecular (2) y varias fórmulas desarrolladas de la molécula de Benceno: (3) Estructuras de Kekulé (Isómeros de resonancia); (4) Estructura hexagonal Plana, mostrando la longitud y el ángulo de enlace; (5) Enlaces Sigma entre orbitales híbridos sp²; (6) Orbitales atómicos p_z; (7) Orbital molecular pi deslocalizado; (8) Anillo bencénico

En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto.¹​ Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima y se representa con "fm".

Una fórmula es una pequeña lista de los elementos químicos que forman una sustancia, con alguna indicación del número de moles de cada elemento presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia.

Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre, fórmula empírica.

Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua (sin generar otro producto), diríamos que la fórmula molecular del agua es  (los subíndices 1 se omiten). Del mismo modo, si observamos que al quemar benceno, siempre obtenemos números iguales de moles de C (contenido en el  formado) y de H (monoatómico, existente en el agua producida) podemos decir que la fórmula empírica del benceno es (). Midiendo cuidadosamente el oxígeno consumido, veríamos que todo el oxígeno del  y del  proviene del aire, por lo que la fórmula empírica del benceno es (). Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

EJEMPLOS

La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es , coincidiendo con su fórmula empírica.

Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será  y su fórmula empírica .

Varios compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares, pues están compuestos por redes de iones, y por ello, solo es posible hablar de fórmula empírica. Ejemplo: NaCl es la fórmula del cloruro de sodio, e indica que por cada ion sodio, existe un ion cloro.

CÁLCULO DE LA FÓRMULA EMPÍRICA DE UN COMPUESTO

Para hallar la fórmula empírica de un compuesto,²​ primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por simplificación, se hallan los números enteros más sencillos posibles.

Al realizar el análisis gravimétrico de un determinado compuesto químico se ha encontrado la siguiente composición centesimal: 69,98 % Ag; 16,22 % As; 13,80 % O. Para la determinación de la fórmula empírica o molecular del compuesto se procede de la siguiente manera:

Dividiendo el peso por el peso atómico se obtienen los moles:

• Para la plata 69,98/108= 0,65 moles
• Para el arsénico 16,22/75= 0,22 moles
• Para el oxígeno 13,80/16= 0,86 moles

Cada 0,22 moles de arsénico hay 0,65 moles de plata, para un mol de arsénico 0,65/0,22= 3 moles de plata y 0,84/0,22= 4 moles de oxígeno. La fórmula molecular es  y la masa molar y/o masa molecular del compuesto es de 463 g/mol.

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Balanceo de Ecuaciones Químicas

Qué significa Balancear una Ecuación Química?

Balancear una ecuación química, significa que debe existir una equivalencia entre el número de los reactivos y entre el número de los productos en una ecuación.

"La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos"

Balanceo por Tanteo

En este método intentaremos equilibrar el número de átomos en la ecuación química, modificando los valores de las sustancias presente de uno o ambos lados, para que exista igualdad entre el número de átomos de las sustancias reaccionantes y las sustancias producidas. Es un método de ensayo y error.

Para saber si esta ecuación está balanceada, debemos contar el número de átomos de uno y otro lado; si el total es el mismo de ambos lados entonces consideramos que la ecuación está balanceada

Reglas para balancear una ecuación por método de tanteo.

Para balancear una ecuación al tanteo, tenemos que seguir las siguientes reglas:

a.        No agregaremos elementos que no pertenezcan a la ecuación.

b.       No modificaremos los radicales de los elementos de la ecuación, es decir, si de un lado el hidrógeno tiene un radical 2, debe seguir con el radical 2.

c.        Sí podemos expresar al aumento de átomos agregando el número de átomos de alguno de los compuestos de la mezcla. Así, si queremos expresar que hay 4 átomos de ácido clorhídrico, escribiremos 4HCl.

d.       Es conveniente comenzar el balanceo por los elementos que sólo aparecen una vez en cada miembro, dejando al último los que aparecen más de una vez, si es necesario.

e.       El hidrógeno y el oxígeno son de los últimos elementos a considerar para el balanceo.

Balanceo por Redox

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

En una reacción de redox el agente oxidante acepta electrones ( es el que se reduce) y el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida).

Para poder balancear por método de redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento y conocer los pasos del método de redox. 

Pasos:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.