Secuencias didácticas reacciones químicas tip4 corregido

Profesorado en Química TIP IV:
Ludtke RicardoGabriel 1
Establecimiento: Comercio N°6 Mariano Moreno
Espacio curricular: Química
Curso: 5°
Turno: Nocturno
Tiempo:
Martes (21:50 a 23:00 Hs) /80 minutos
Jueves: (22:30 a 23:00 Hs) /30 minutos
Tema Reacciones Químicas:
Subtemas: clasificación de las reacciones químicas
1) ¿Qué es una reacción química?
2) Como se representa una ecuación química.
3) Numero de oxidación
4) Reacciones de combinación (síntesis)
5) Reacciones de descomposición
6) Reacciones de sustitución
7) Reacciones de desplazamiento o sustitución
8) Reacciones de combustión
9) Formación Óxidos
10) Formación Hidruros
11) Formación Hidróxidos o Bases
12) Formación Ácidos y Sales

Marco Teórico:
En el ambiente, en el cuerpo humano, en las plantas, en todo lo que nos rodea se dan
constantemente reacciones químicas. Quiero mostrarte como se producen y como se combinan las
sustancias.
Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante una ecuación
química. En ella se escriben las fórmulas de las sustancias que intervienen en la
reacción.
Por ejemplo: el hidrogeno y el oxígeno reaccionan para formar agua, la
ecuación química que representa la reacción es:
2 H2 + O2  2H2O
La ecuación consta de dos miembros, separada por una flecha. Las fórmulas de las sustancias
reaccionantes se escriben a la izquierda y las fórmulas de las sustancias de las que se obtienen se
escriben a la derecha.
Una sustancias o más que reaccionan son denominadas (reactivos), por la acción de un factor
energético se convierte en otras sustancias designadas como (productos de la reacción), como
todo cambio es posible identificar un antes y un después. Conocer la formulación y nomenclatura
de las sustancias químicas es esencial para poder abordar el tema de la estequiometria de las
reacciones.
La ecuación química representa la cualidad y la cantidad de sustancias que intervienen. De ahí que
requiere la escritura de coeficientes, números
que antecede a cada formula, que balancean o
equilibran la ecuación, pues debe haber igual
número de átomos de cada clases de ambos
miembros.
En las reacciones químicas aparecen nuevas
sustancias y desaparecen otras pero los átomos
de cada uno de los elementos se conservan.

Clasificación de las reacciones:
La mayor parte de las reacciones químicas pueden ubicarse en una o más de las 5 categorías
siguientes:
Reacción de combinación o síntesis:
Cuando una sustancia simple reacciona o se combina con
otra para producir un compuesto, se puede decir que se ha
sintetizado una nueva sustancia. Las reacciones de este tipo
se clasifican como reacciones de síntesis o combinación.
A + B  C
Ejemplo: 2H2 + O2 —› 2 H2 O formación de agua
3 H2 + N2 —› 2 N H3 formación de amoníaco
Reacción de descomposición:
Una reacción de descomposición es aquella en la que
un compuesto único se descompone en dos o más
sustancias:
C  A + B
Ejemplo: 2KClO3  2KCl + 3O2
Reacción de sustitución o
desplazamiento:
Una sustancia simple reacciona con una
sustancia compuesta y produce una nueva
sustancia simple y otra nueva sustancia
compuesta.
A + CD  AC + B

Ejemplo: Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag
Zn + 2HCl ——› ZnCl2 + H2
Mg + H2 SO4 ——› Mg SO4 + H2
Reacción de doble sustitución o desplazamiento:
Dos sustancias compuestas y los productos de la
reacción son también dos sustancias compuestas
diferentes de las iniciales.
AB +DC  AD + BC
Ejemplo: NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
Reacción de combustión
Durante la combustión, los compuestos que contienen carbono, hidrógenos y, avances oxigeno
arden en el aire (consumiendo oxigeno), y producen dióxido de carbono y agua. Además, se
obtiene energía. De acuerdo con la cantidad de oxigeno disponible, la combustión puede ser
completa o incompleta.
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
212 Kcal combustión completa
CH4 + O2  CO2 + 2H2O
166 Kcal combustión incompleta
menos cantidad de calor liberada.
La ley de conservación de la masa, de Lavoisier, establece que la masa total de los
productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos, de modo
que la masa permanece constante durante la reacción.
Esto es bastante obvio puesto que sabemos que durante una reacción química no se
crean ni se destruyen átomos sino que estos simplemente se reorganizan.
En una ecuación química ajustada la suma de las masas de los reactivos debe ser
igual a la de los productos.

El número de oxidación:
Se define número de oxidación de un elemento en un compuesto como la carga positiva o negativa
que debería asignarse a los átomos de este si todos los enlaces fueran iónicos.
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un
átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que
tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con
un átomo que tenga tendencia a cederlos.
Reglas para asignar el número de oxidación:
1) El número de oxidación de un átomo individual en un elemento libre es 0 (cero)
2) La suma del estado de oxidación de todos los átomos en una especie neutra es 0 (cero), y
en un ion es igual a la carga del ion.
3) El número de oxidación de los metales es siempre positivo
4) El número de oxidación del flúor es siempre menos uno (-1)
5) El número de oxidación del hidrógenos es más uno (+1), excepto en los hidruros metálicos,
que es menos uno (-1)
6) El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es menos dos (-2), excepto en los
peróxidos, que es menos uno (1)
7) El número de oxidación de cualquier ion mono atómico es igual a su carga eléctrica.
Formación Óxidos:
El hierro es un metal que ha tenido muchas aplicaciones a lo largo de la historia de la humanidad.
La corrosión del hierro, por acción del oxígeno atmosférico y la humedad, ocasiona importantes
pérdidas económicas. El óxido de hierro (herrumbre) que se forma en la superficie del metal es
quebradizo y se escama fácilmente. En consecuencia, el metal puede seguir deteriorándose.
La ciencia y la tecnología han desarrollado estrategias diversas para retardar o minimizar este
fenómeno. Por ejemplo:
a) Aislando la superficie del metal del medio ambiente que lo rodea (con una pintura, otro metal
como cobre, estaño, etc.). Este tratamiento protector es efectivo mientras no se formen grietas. En
el caso de los recubrimientos metálicos, si el hierro quedara expuesto al aire se oxidaría, pues es
un metal electroquímicamente más activo que el cobre o el estaño.

b) Contactando la superficie del metal con una especie que sea más fácilmente atacada por el
medio ambiente que el propio metal (protección anódica o por sacrificio). El hierro galvanizado
(zincado) es un buen ejemplo de este procedimiento: dado que el zinc es más activo que el hierro,
si se agrieta el recubrimiento se oxidará el zinc y los productos de la oxidación protegerán al hierro.
Esta estrategia es muy útil para proteger objetos de hierro de gran tamaño, como embarcaciones,
termotanques, calderas, tuberías, etc., contactándolos con un trozo de magnesio, aluminio o zinc.
Tanto los óxidos metálicos como los hidróxidos tienen un
gran número de aplicaciones. Desde tiempos remotos, el
ser humano se dedicaba a pintar sobre las rocas y las
paredes de las cuevas que habitaba, para lo que empleaba
suspensiones acuosas u oleosas de sustancias coloreadas.
Muchas de estas sustancias eran óxidos.
Por otra parte, el óxido de calcio, comúnmente conocidos
como cal viva, tienen un uso importante en la construcción
como parte integrante del cemento.
Combustión y oxidación:
El oxígeno (el elemento más abundante del planeta) se combina
con muchas otras sustancias para dar lugar a una gran cantidad
de reacciones llamadas oxidaciones. La combustión puede
definirse como una oxidación rápida que libera calor y,
generalmente luz. Existen otros tipos de oxidaciones en las que no
se produce luz ni calor, por ejemplo: la formación de herrumbre
cuando se deja un trozo de hierro a la intemperie se llama
oxidaciones lentas.
Los óxidos son los compuestos binarios formados por el oxígeno y otro elemento. Teniendo en
cuenta las propiedades de las distintas sustancias que se combinan con el oxígeno.
Nomenclatura:
Es la parte de la química que indica cómo deben nombrarse los elementos, sustancias
simples y las sustancias compuestas.

Existen varias formas de nombrar las sustancias compuestas.
La nomenclatura moderna, recomendada por la Unión Internacional de Química y Aplicada (IUPAC). La
nomenclatura tradicional o clásica actualmente en uso.
 Los óxidos se pueden nombrar: mediante la nomenclatura moderna.
1) Con los prefijos griegos: mono, di, tri, tetra, hexa, etc. Que indican el número de átomos
de cada elemento presente en la fórmula.
Ejemplo: Cl2O Monóxido de dicloro
CO2 dióxido de carbono
Cl2O5 pentóxido de dicloro
2) Con el número de stock, que indica el número de oxidación del elemento mediante un
numero romano que sigue al nombre.
Ejemlo: Cu2O óxido de cobre (II)
Cl2O5 óxido de cloro (V)
 Nomenclatura clásica o tradicional.
3) Si el elemento tiene un solo elemento de oxidación y forma un solo oxido, el nombre se
forma con la palabra óxido, la preposición de seguida del nombre del elemento.
Ejemplo: MgO óxido de magnesio.
1) Si el elemento tienedosnúmerosde oxidación, forma dos óxidos, el nombre, entonces la
raíz del nombre del elemento se le añade el sufijo oso para nombrar el óxido de menor
número de oxidación, o el sufijo ico para el mayor número de oxidación.
Ejemplo: Cu2O óxido cuproso
CuO oxido cúprico
2) Si el elemento tiene más de dosnúmerosde oxidación, a la raíz del nombre del elemento
se le agrega el prefijo hipo y el sufijo oso para nombrar el óxido menor (número de
oxidación) o el sufijo ico para el mayor de los números de oxidación.
Ejemplo: Cl2O óxido hipocloroso; Cl2O3 oxido cloroso
Cl2O5 óxido hipercalórico; Cl2O7 oxido perclórico

Balancear una ecuación es escribir los coeficientes adecuados delante de cada fórmula para que el
número de átomos de cada elemento sea igual en ambos miembros de la ecuación química.
Los óxidos podemos calcificar en:
Óxidos básicos:
 Si las sustancias que se combinan con el oxígeno es un metal.
Oxigeno + metal  oxido básico
Los óxidos básicos son compuestos iónicos que se obtiene
por la unión química de un metal y el oxígeno que es uno no
metal. Para escribir la fórmula de los óxidos iónicos es
necesario conocer los iones que lo constituyen.
Por ejemplo en el óxido de potasio, el potasio cede el
electrón del ultimo nivel al oxígeno y se transforma en ion
potasio K+
, (K  K+1
+ e-), el átomo de oxigeno tiene 6
electrones en el último nivel y capta 2 electrones, por
consiguiente se trasforma en ion oxido (O-2
), (O + 2e-
 O-2
), ambos iones se atraen mediante las
fuerzas electroestáticas y forman el cristal de óxido de potasio que es eléctricamente neutro.
El óxido de plomo común mente conocido con el nombre minio usado para evitar la corrosión del
hierro es el ingrediente principal de las pinturas anti corrosivas.
Óxido de zinc es un pigmento blanco utilizado para fabricar pinturas y gomas blancas.
Oxido de cobre llamado cuprita es uno de los minerales empleados para obtener cobre.
Óxido de aluminio con impurezas que le comunican colores característicos, que constituyen las
piedras preciosas llamadas rubí, Safira, esmeralda cristal y turquesa.
Óxidos ácidos:
Si las sustancias que se combina con el oxígeno es un no metal:
Oxigeno + no metal  oxido acido o Anhídrido
Los metales se combinan con el oxígeno molecular para formar los óxidos básicos
correspondientes. De igual manera ocurre con los No Metales, entran en reacción con el Oxígeno
molecular, dando origen a los llamados Óxidos Ácidos. A estos óxidos, durante mucho tiempo, se
los llamó anhídridos. Uno de los más conocidos es el dióxido de carbono, que se elimina
principalmente en la respiración de los animales y vegetales. También se produce en las
combustiones de combustibles como el carbón, el petróleo y todos sus derivados, leña, papel, etc.
Otro óxido de este grupo es el monóxido de carbono, gas tóxico. Cuando quemamos azufre, se
forman vapores de color blanco, de olor sofocante, originados por la combinación del azufre con el
oxígeno del aire, el compuesto se llama dióxido de azufre

Propiedades: Existen en la naturaleza una gran variedad de óxidos ácidos. Los óxidos de azufre,
nitrógeno y carbono son los principales causantes del deterioro de la capa de ozono. Otros óxidos
como el monóxido de carbono son tóxicos para el ser humano, se liberan de las estufas en
ambientes poco ventilados. Y otros como los óxidos de nitrógeno, cloro y flúor, son altamente
venenosos.
 El dióxido de silicio es uno de los óxidos ácidos más comunes, siendo el principal
componente de la arena. Puro constituye el mineral cuarzo.
 El óxido de nitrógeno se elimina durante la marcha de los automotores provocan smog y
causan infecciones respiratorias.
 Dióxido de azufre se forma durante la combustión del azufre es un gas blanquecino de olor
sofocante y desagradable.
Formación Hidruros
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento
químico, pudiendo ser este metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los no
metálicos.
Concepto: Se denomina hidruro al compuesto que resulta de la combinación del hidrógeno con
otro elemento, metálico o no metálico. XmHn
Los hidruros metálicos:
Se forman por reacción del hidrógeno con los metales. La reacción es la
siguiente:
2 K (s) + H2 (g) ------------ 2 KH
La fórmula general es la siguiente: MeHx siendo Me un metal.
Estas uniones son iónicas y el hidrógeno toma el electrón que cede el metal.
Como en todos los compuestos binarios puede obtenerse rápidamente la fórmula intercambiando
los números de oxidación.
En el ejemplo anterior los dos tienen uno por lo que la fórmula sería: KH
 Se formulan escribiendo primero el símbolo del elemento metálico.
 Se nombran con la palabra hidruro seguida del nombre del
metal.
Ejemplos:
NaH → hidruro de sodio
LiH → hidruro de litio
CaH2 → hidruro de calcio
SrH2 → hidruro de estroncio
Nomenclatura:

Tradicional:
Se nombran como hidruros, dando la terminación oso e ico al metal si tuviera más de un número
de oxidación.
Ejemplos:
Hg H2 hidruro mercúrico
Hg H hidruro mercurioso
Numerales de Stock
Se nombran como hidruros,
Indicando entre paréntesis el número
de oxidación si hubiera más de uno.
Hg H2 hidruro de mercurio (II)
Hg H hidruro de mercurio (I)
Sistemática (sugerida por IUPAC)
Hg H2 dihidruro de mercurio
Hg H monohidruro de mercurio o hidruro de mercurio
Hidruros no metálicos:
Son compuestos formados por hidrógeno y un elemento no
metálico. El no metal siempre actúa con su menor número de
valencia, por lo cual cada uno de ellos forma un solo hidruro no
metálico. Generalmente se encuentran en estado gaseoso a la
temperatura ambiente. Algunos manifiestan propiedades ácidas,
tales como los hidruros de los elementos flúor, cloro, bromo,
yodo, azufre, selenio y telurio; mientras que otros no son ácidos,
como el agua, amoníaco, metano, silanos, etc.
Hidruros no metálicos de carácter ácido Se formulan escribiendo
primero el símbolo del hidrógeno y después el del elemento. A
continuación se intercambian las valencias. Los elementos flúor,
cloro, bromo y yodo se combinan con el hidrógeno con valencia
1, y los elementos azufre, selenio y telurio lo hacen con valencia 2.
 Se nombran añadiendo la terminación uro en la raíz del nombre del no metal y
especificando, a continuación, de hidrógeno.
Ejemplos:
HF → fluoruro de hidrógeno
HCl → cloruro de hidrógeno
HBr → bromuro de hidrógeno
HI → yoduro de hidrógeno
H2S → sulfuro de hidrógeno
H2Se → seleniuro de hidrógeno
H2Te → telururo de hidrógeno
Nomenclatura:

Se nombran asignando la terminación URO al no metal por ser éste más electronegativo que el
hidrógeno.
Ejemplo:
HCl cloruro de hidrógeno
H2 S sulfuro de hidrógeno
Si se hallan en disolución acuosa se nombran como ácidos asignando la terminación hídrica al no
metal.
Ejemplos:
HCl (dis) ácido clorhídrico
H2S (dis) ácido sulfhídrico
Como se ve la fórmula es la misma, solo se encuentran disueltos en agua y no en estado gaseoso.
Ácido hidrácido:
En química, un ácido hidrácido o
sencillamente hidrácido es un ácido que no
contiene oxígeno, es un compuesto binario
formado por hidrógeno (H) y un elemento
no-metálico (X), un (halógeno) o
(anfígeno).
Nomenclatura:
La nomenclatura de los hidrácidos diferencia las sustancias gaseosas de sus soluciones ácidas.
Cabe destacar un caso especial. El fluoruro de hidrógeno (ácido fluorhídrico) se suele representar
como HF. Sin embargo realmente la estructura de esta molécula responde a dos átomos de cada
especie H2F2, esto sucede porque la molécula esta simplificada.
En la nomenclatura química se escribe el ácido (HX) y después se indica que está en disolución
acuosa (aq) o (ac) porque si no, no habría diferencia entre las sustancias binarias covalentes y los
ácidos.
Ejemplos:
HF (aq) (Ácido fluorhídrico)
HBr (aq) (Ácido bromhídrico)
HI (aq) (Ácido yodhídrico)
HCl (aq) (Ácido clorhídrico)
H2S (aq) (Ácido sulfhídrico)

H2Se (aq) (Ácido selenhídrico)
H2Te (aq) (Ácido telurhídrico)
El ácido cianhídrico (HCN) produce el anión cianuro (CN-).
El ácido sulfhídrico produce el anión sulfuro (S2-) y el anión ácido hidrogenosulfuro o bisulfuro (HS-
). Si estos ácidos no se encontrasen en disolución acuosa se les denominaría con la nomenclatura
normal para los haluros: fluoruro de hidrógeno, bromuro de hidrógeno, yoduro de hidrógeno, cloruro
de hidrógeno, sulfuro de hidrógeno, seleniuro de hidrógeno, telururo de hidrógeno.
Formación Hidróxidos o Bases
Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados
por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de
oxígeno como sucede con los óxidos.
El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de
uno de sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en
muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH
formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno,
característico de los alcoholes y fenoles.
Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un
ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se
nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su
valencia, si tuviera más de una.
Hidróxidos o bases son los compuestos ternarios que están formadas por un metal (M) y el grupo
hidróxido (OH).
La valencia con que actúa el grupo hidróxido es -1
La valencia con que actúa el metal es n= +1, +2, +3, etc.
FÓRMULA GENERAL
La fórmula general de los hidróxidos o bases es:
Metal (OH)n
Al escribir la fórmula de los hidróxidos hay que seguir las siguientes
reglas:
1.- Escribir, en primer lugar, el símbolo del metal, y a continuación el
del grupo hidróxido entre paréntesis.
2.- Colocar como subíndice del símbolo del metal la valencia del grupo
hidróxido, que, como es -1 no se pone, y como subíndice del símbolo
del grupo hidróxido la valencia del metal. Es decir, se intercambian las

valencias.
3.- Si la valencia del metal es +1, se suprime el paréntesis en que estaba encerrado el grupo
hidróxido y no se coloca ningún subíndice.
Por ejemplo:
El Ni(OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de
calcio.
NOMENCLATURA:
Veamos cómo se nombran estos compuestos.
IUPAC
Con la palabra hidróxido, la preposición "de" y el nombre del metal. La palabra hidróxido lleva los
prefijos numerales mono, di, tri, tetra, etc. según el número de grupos hidróxido que posea las
molécula.
Ejemplos:
Al(OH)3 Trihidróxido de aluminio
NaOH Monohidróxido de sodio
STOCK
Con la palabra hidróxido, la preposición "de" y el nombre del metal, poniendo entre paréntesis su
valencia expresada en números romanos. Si el metal actúa con una sola valencia ésta no se indica.
Ejemplos:
Cr(OH)3 Hidróxido de cromo (III)
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio
TRADICIONAL
- Si el metal actúa con una sola valencia, se nombran con la palabra hidróxido, la preposición "de" y
el nombre del metal. También se puede nombrar con la palabra hidróxido y la raíz del nombre del
metal con el sufijo ICO.
Ejemplos:
KOH Hidróxido de potasio Hidróxido potásico
- Si el metal actúa con dos valencias, la raíz del nombre del metal lleva el sufijo OSO si actúa con la
valencia menor y el sufijo ICO si actúa con el mayor.
Ejemplos:
Fe(OH)2 Hidróxido ferroso
Cu(OH)2 Hidróxido cúprico

Formación Ácidos y Sales
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los
ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de
determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases
tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una
disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización.
Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico
y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH  2H2O + Na2SO4
Ácido
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier
compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de
catión hidronio mayor que el agua pura.
Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases,
dependiendo de la temperatura. También pueden existir como
sustancias puras o en solución.
El vinagre, los cítricos, la aspirina, los baños oculares, el jugo
gástrico, etc. Tienen algo en común, tienen propiedades ácidas.
El ácido acético es el responsable del olor y el sabor del
vinagre, el ácido cítrico le da sabor agrio a las frutas cítricas y
se emplean para fabricar gaseosas.
El ácido acetilsalicílico o aspirina se utiliza como analgésico y los baños oculares contienen, ácido
bórico q se usa además como antiséptico general.
El cloruro de hidrógeno está presente en el jugo gástrico e intervienen en la digestión.
Los ácidos so compuestos químicos importantes por su aplicación en la industria y en la vida diaria
y por su participación en muchos fenómenos biológicos.
Los ácidos oxoácidos:
Los ácidos oxoácidos son compuestos formados por: oxígeno-hidrógeno-no metal cuya fórmula
general es: Hn Xm Op , donde X representa, en general, un no metal y n, m, p el número de
átomos de cada uno de ellos. X puede ser también un metal de transición de estado de oxidación
elevado como cromo, manganeso, tecnecio, molibdeno, etc. Cuando se encuentran en disolución
acuosa, dejan protones en libertad, dando propiedades ácidas a las disoluciones. La IUPAC admite
la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el nombre genérico de ácido y los
prefijos y sufijos que indicamos a continuación. Los ácidos oxoácidos se obtienen añadiendo al
óxido correspondiente (anhídrido) una molécula de agua.
Nomenclatura:
ÁCIDOS OXOÁCIDOS
PREFIJOS IMPORTANTES
* ELEMENTOS CON VALENCIA PAR:

meta --> Sumar una molécula de H2O al óxido correspondiente.
orto --> Sumar dos moléculas de H2O al óxido correspondiente.
di (piro), tri, tetra, etc. --> (Polímeros) --> Hacen referencia al grado de polimerización de los ácidos
respectivos. Hay que sumar dos, tres, cuatro, etc., moléculas del óxido con una molécula de H2O.
* ELEMENTOS CON VALENCIA IMPAR:
meta --> Sumar una molécula de H2O al óxido.
piro (di) ->Sumar dos moléculas de H2O al óxido.
orto --> Sumar tres moléculas de H2O al óxido.
Como norma, en el caso del fósforo, arsénico, antimonio y boro, la forma 'natural' del ácido es la
orto, por lo que suele omitirse este prefijo. Es decir, el ácido fosfórico es el ortofosfórico. Cuando se
quiera referir al ácido fosfórico 'real' se le llamará metafosfórico.
FORMULA SISTEMÁTICA/SIST. FUNCIONAL TRADICIONAL
HClO oxoclorato (I) de hidrógeno ácido hipocloroso
ácido oxoclórico
HClO2 dioxoclorato (III) de hidrógeno ácido cloroso
ácido dioxoclórico (III)
HClO3 trioxoclorato (V) de hidrógeno ácido clórico
trioxoclórico (V)
HClO4 tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno ácido perclórico
ácido teclaoxoclórico (VII)
H2SO3 trioxosulfato (IV) de hidrógeno ácido sulfuroso
trioxosulfúrico (IV)
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido sulfúrico
tetraoxosulfúrico (VI)
H2CO3 trioxocarbonato (IV) de hidrógeno ácido carbónico
trioxocarbónico (IV)

Ejemplos:
Cl2 + H2 ---> 2HCl
SO + H2O ---> H2SO2
SO2 + H2O ----> H2SO3
SO3 + H2O -----> H2SO4
N2O3 + H2O ---> 2 HNO2
N2O5 + H2O ----> 2 HNO3
Cl2O + H2O ---> 2 HClO
Cl2O3 + H2O ---> 2HClO2
Cl2O5 + H2O ----> 2 HClO3
Sales:
Son compuestos ternarios constituidos por un no metal, oxígeno y metal. Se obtienen por
neutralización total de un hidróxido sobre un ácido oxoácido. La reacción que tiene lugar es:
ÁCIDO OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO --> SAL NEUTRA+ AGUA
La neutralización completa del ácido por la base lleva consigo la sustitución de todos los iones
hidrógeno del ácido por el catión del hidróxido, formándose además agua en la reacción. Puede,
pues, considerarse como compuestos binarios formados por un catión (proveniente de la base) y
un anión (que proviene del ácido).
En la fórmula se escribirá primero el catión y luego el anión. Al leer la fórmula el orden seguido es
el inverso. Para nombrar las sales neutras, basta utilizar el nombre del anión correspondiente y
añadirle el nombre del catión, según hemos indicado anteriormente.
Si el anión tiene subíndice, se puede expresar con los prefijos multiplicativos bis, tris, tetrakis,
pentakis, etc. No obstante, si se indica la valencia del metal no son precisos estos prefijos, pues
queda suficientemente clara la nomenclatura del compuesto.
SAL CATIÓN ANIÓN SISTEMÁTICA/TRADICIONAL
NaClO Na+ ClO1- oxoclorato (I) de sodio
hipoclorito sódico
NaClO2 Na+ ClO2
1- dioxoclorato (III) de sodio
clorito sódico
NaClO3 Na+ ClO3
1- trioxoclorato (V) de sodio
clorato sódico
NaClO4 Na+ ClO4
1- tetraoxoclorato (VII) de sodio
perclorato sódico
K2SO3 K+ SO3
2- trioxosulfato (IV) de potasio
sulfito potásico
K2SO4 K+ SO4
2- tetraoxosulfato (VI) de potasio
sulfato potásico
KNO2 K+ NO2
1- dioxonitrato (III) de potasio

Objetivogenérale:
Que los alumnos:
 Diferenciaran las distintas formas de clasificar las reacciones químicas.
 Identificaran los distintos tipos de reacciones que se presentaran en la vida cotidiana.
Objetivos específicos
Que los alumnos:
 Representaran las ecuaciones químicas mediante la representación simbólica.
 Identificaran los números de oxidación de cada elemento.
 Reconocerán los elementos reactantes y los productos de una ecuación general.
 Identificaran reacciones de transferencia de electrones entre un metal y el oxígeno mediante el
cambio en el número de oxidación.
Contenidos Conceptuales:
Indagación de los saberes previos. Clasificación de las reacciones químicas y sus propiedades.
Representaciones esquemáticas mediante los modelos desarrollados.
Conceptode reacciónquímica: reactivos y productos. Numero de oxidación. Ecuaciones químicas balanceo
de las mismas por tanteo. Nomenclatura.
Contenidos Procedimentales:
Deducción de las ecuaciones químicas.
Representación de elementos simples y compuestos para obtener un nuevo producto mediante las
ecuaciones empleando las reglas del número de oxidación.
Registro conceptos y ejemplos.
Balance de masas de reactivos y productos por el método de tanteo.
Identificación de la nomenclatura propuesta.
Contenidos Actitudinales:
Valoración de los elementos químicos en la vida cotidiana.
Valorar el vocabulario científico.
Respeto hacia el conocimiento ajeno.
Valorar la importancia que tienen las reacciones químicas y por tanto la necesidad de su estudio y
conocimiento.
Metodología:
Explicativa.
Interrogativa – dialogada.
Inductivo –deductivo.

Recursos didácticos:
Tabla periódica actual.
Videos, PowerPoint. (Reacciones Químicas)
Material impreso
Recursos materiales:
Tizas de colores, borrador.
Fotocopias.
Actividades propuesta por el Docente:
Recursos Tics.
Bibliografía:
Para el docente:
 M. Angelini, Temas de Química General; Cuarta Edición Buenos Aires
Para el alumno:
 http://www.youtube.com/watch?v=eEi0O7aFyy0
 José M. Mautino. Química Polimodal. Editorial Stella 2002, Buenos Aires.
 Mónica P. Alegía, Ricardo Franco, Mariana B. Jaul, Edith Morales. Química Estructura,
Comportamiento y Transformaciones de la Materia. Editorial Santillana Perspectivas. 2007 Buenos
Aires
 Jorge Casen,Karinadi Francisco,FlaviaGrimberg,AndreaLópez,Patricia Moreno.QuímicaPolimodal
2006, Buenos Aires Editorial Tinta Fresca


Secuencia Didáctica:
Clase N°3
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:80 minutos
Día: Martes
Tema: Reacción química:
En la clase pasada, estuvieron trabajando con uniones químicas, hoy trabajaremos un tema
nuevo, y este a la vez está relacionado con los temas ya desarrollados.
Para retomar las ideas previas de los alumnos, los Profesores mediante un recurso Tics (video
multimedia educativo, la química y la vida, http://www.youtube.com/watch?v=eEi0O7aFyy0 ), el
cual nos introducirá al nuevo tema “reacciones química”.
 Mediante preguntas propuestas en la actividad N°1 se realizara una indagación acerca del
video expuesto.
¿A que hace referencia el video?
¿Qué elementos químicos pudieron identificar el en transcurso del video?
¿De qué forma la química contribuye en la vida?
¿Mediante qué proceso se puede lograr distintos productos que están compuestos por
elementos químicos?
¿Para que un automóvil funcione es necesario que tenga? Nafta o algún otro tipo de
combustible, el combustible se combina con el oxígeno el cual el automóvil toma del aire. Esta
combinación que ocurre se la conoce como una reacción química. Cuando se une dos elementos o
más elementos forman nuevas sustancias, en este ocurre una reacción química que es el tema que
vamos a trabajar hoy.
Mediante una proyección de PowerPoint e ilustraciones de imágenes (Reacciones Químicas)
introduciremos al nuevo tema y así poder clasificarlo, brindando a los alumnos ejemplos
esquemáticos y las definiciones para podes comprendes y relacionar las reacciones químicas con
la vida cotidiana.

Reacción química:
Se puede definir como una transformación en la que cambian las sustancias que intervienen en el
proceso.
En todo cambio es posible un antes y un después, el cual vamos a representar mediante
una ecuación química,
Una Ecuación Química es la representación simbólica de una reacción química que manifiesta la
conservación de los átomos.
Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante una ecuación química. En ella
se escriben las fórmulas de las sustancias que intervienen en la reacción, la representación general
de una ecuación química se puede expresar de la siguiente forma.
Donde las sustancias reaccionantes se escriben a la izquierda y las fórmulas de las sustancias de
las que se obtienen se escriben a la derecha.
Una sustancias o más que reaccionan son denominadas (reactivos), por la acción de un factor
energético se convierte en otras sustancias designadas como (productos de la reacción), como
todo cambio es posible identificar un antes y un después. Conocer la formulación y nomenclatura
de las sustancias químicas es esencial para poder abordar el tema de la estequiometria de las
reacciones.
Ejemplo N°1: el hidrogeno y el oxígeno reaccionan para formar agua, la ecuación química que
representa la reacción es:

2 H2 + O2  2H2O
Ejemplo N°2: retomando el ejemplo del automóvil, mediante la nafta o algún otro tipo de
combustibles, obtenemos una reacción la cual se representa:
C8H18 + O2 produce H2O + CO2
C8H18 + O2  H2O + CO2
Clasificación las reacciones químicas: para poder entender mejor se realizan una calificación de
las reacciones que son las siguientes.
Reacción de combinación o síntesis: su
representación general se puede expresar
de la siguiente forma. Dos elementos se
combinan para dar una nueva sustancia.
A + B  C
Reacción de descomposición: su representación general se puede expresar de la siguiente
forma. Un compuesto único va a formas dos o más
sustancias.
C  A + B

Reacción de sustitución o desplazamiento: su representación general se puede expresar de la
siguiente forma. Una sustancia
simple reacciona con una sustancia
compuesta y produce una nueva
sustancia simple y otra nueva
sustancia compuesta.
A + CD  AC + B
Reacción de doble sustitución o desplazamiento: su representación general se puede expresar
de la siguiente forma. Dos
sustancias compuestas
reaccionan para dar o producir
nuevos productos los cuales son
dos sustancias compuestas.
AB +DC  AD + BC
Reacción de combustión: su representación general se puede expresar de la siguiente forma.
Los combustibles tiene muchos
compuestos, pero todos llegan a CO2 +
H20 de manera ideal ya que hay
compuestos que no tienen
descomposición total y hay escapes de
otras sustancias.
CnHn + O2  CO2+ H2O
Para podes entender mejor como se dan estas reacciones químicas vemos que las ecuaciones
químicas representa la cualidad y la cantidad de sustancias que intervienen. De ahí que requiere la
escritura de coeficientes, números que antecede a cada formula, que balancean o equilibran la
ecuación, pues debe haber igual número de átomos de cada clases de ambos miembros.

Clase N°4
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:80 minutos
Día: Martes
Tema: Ejercitación Reacción química:
Se dará inicio la clase a través de una indagación de ideas previas utilizando como medio de
intercambio preguntas orales en relación con el tema dado en las últimas clases (Reacciones
Químicas).
Luego de la indagación se les distribuirá el material impreso, se les dará un tiempo previamente
acordado para una lectura de la misma.
Esta clase será de ejercitación se realizara ejercicios en conjunto en el pizarrón.
Luego se les presentara las siguientes actividades:
 Actividad N°1
Mediante preguntas propuestas a desarrollar en la actividad N°1, se realizara una indagación acerca del
video expuesto.
¿A que hace referencia el video?
¿Qué elementos químicos pudieron identificar el en transcurso del video?
¿De qué forma la química contribuye en la vida?
¿Mediantequéproceso se puedelograr distintos productos que están compuestos por elementos químicos?
¿Para que un automóvil funcione es necesario que tenga?
¿Qué piensas cuando escuchas la frase Reacción Química?
 Actividad N°2
1) En la siguiente expresiónsimbólica,determinara qué tipo de ecuación hace referencia según la
teoría desarrollada:
k + B  kB + CA
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
2) Señala la afirmación correcta
a) En una reacción química se escribe a la derecha los reactivos y a la izquierda los productos.

b) En una reacción química se escribe a la izquierda los reactivos y a la derecha los productos.
c) tanto a la izquierda como la derecha se puede colocar los reactivos y los productos.
3) En la siguiente expresión simbólica, a qué tipo de ecuación hace referencia según la teoría
desarrollada:
A + BC  AC + B
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
4) Unir con flechas las siguientes reacciones teniendo en cuenta a que clasificación corresponden.
H2OH2 + O2 Reacción de desplazamiento
H2SO4+Al  Al2(SO4)3+H2 Reacción de combinación
NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3 Reacción de descomposición
SO2 + O2  SO3 Reacción de intercambio
 Actividad N°3 clasificación de las reacciones químicas
1-a) Para balancearlassiguientesecuaciones¿coeficiente (Prefijo) colocaría en cada caso y delante
que formula?
1-B) dado las siguientes ecuaciones y los siguientes criterios de clasificación: reacción de síntesis,
descomposición,sustituciónodesplazamiento,doble sustitución o desplazamiento. (Nombrar en las líneas
punteadas) en cada caso a qué tipo de reacción corresponde.
Na2O + H2O  NaOH *…………………………………………………….
Al2O3 + H2O  Al(OH)3 *…………………………………………………….
Cu + O2  CuO *…………………………………………………….
HgO Hg + O2 *…………………………………………………….
FeCl3 + NaOH  Fe(OH)3 + NaCl *…………………………………………………….
Fe + HCl  FeCl2 + H2 *…………………………………………………….
AgNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + Ag *…………………………………………………….
Al finalizar la actividad se corregirá los ejercicios.

Clase N°5
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:80 minutos
Día: Martes
Tema: Reacción de oxidación
Subtema número de oxidación
Se dará inicio la clase mediante indagaciones:
¿En la última clase que temas estuvimos desarrollando? El alumno respondería!, las reacciones
químicas.
¿Qué tipos de reacciones vimos? El alumno responderá! Reacciones de síntesis, descomposición,
sustitución o desplazamiento, doble desplazamiento y combustión.
Teniendo en cuenta la ecuación de la reacción de combustión. Observamos que un combustible
reacciona con el oxígeno.
El oxígeno (el elemento más abundante del planeta) se combina con muchas otras
sustancias para dar lugar a una gran cantidad de reacciones llamadas oxidaciones. La
combustión puede definirse como una oxidación rápida que libera calor y,
generalmente luz. Existen otros tipos de oxidaciones en las que no se produce luz ni
calor,
Por ejemplo N°1: la formación de herrumbre cuando se deja un trozo de hierro (clavo)
a la intemperie se llama oxidaciones lentas.
Fe2O3 Oxido férrico
Por ejemplo N°2: también podemos observar este fenómeno en las frutas, en una
manzana, banana etc. También es una oxidación lenta.
Al exponerse la carne de ciertos frutos a la acción del aire
podemos observar cómo se oscurece transcurrido unos
instantes.

Esto ocurre con frutas como la manzana, la pera, el plátano… y con otros alimentos como las
patatas o los champiñones, por poner algunos ejemplos.
Este proceso de pardeamiento se llama oxidación, pues es el resultado de la acción del oxígeno
contenido en el aire en combinación con los compuestos químicos de la fruta.
Al preparar una ensalada de fruta, ¿Cómo podemos evitar esa oxidación de la manzana? El
ácido cítrico se oxida con gran facilidad y puede usarse para eliminar el oxígeno y evitar que la fruta
se oscurezca. Por ello, si se remoja en zumo de limón las manzanas cortadas en láminas
permanecerán claras por mucho más tiempo.
Experiencia: oxidación de la manzana
Para realizar nuestro experimento necesitamos una manzana, un limón, un cuchillo,cuatro platos
pequeños, hielo y un trozode plástico.
Cortamos cuatro trozosde la manzana. Los trozos tienen que tener, aproximadamente, el mismo
tamaño.
- En el plato número uno colocamosuno de los trozos de manzana.
- Envolvemoscon el plástico otro trozo de manzana y lo colocamosen el plato número dos.
- En el plato número tres ponemos otro trozode manzana y añadimos un poco de jugo de limón.
- Por último, en el plato número cuatro ponemos el último trozo de manzana y lo cubrimos con hielo.
Transcurridos unos treinta minutos vemos el estado en que se encuentran los trozos de manzana:
- El trozode manzana número uno se oscurece.
- En el trozo número dos el cambio de colores menor.
- En los otros trozos de manzana no se aprecia cambio de color
La oxidación es una reacciónquímica que se produce en la fruta al reaccionar con el oxígeno del aire. En
nuestro experimento se aprecia fácilmente por la coloraciónoscura que adquiere la superficie de la
manzana.
La oxidación de la fruta puede retardarse por refrigeración o envolviéndola conun plástico para que el
oxígeno no entre en contactocon la fruta.
Otra opción para retardar la oxidación es añadir un poco de jugo de limón a la fruta. El jugo de limón
contiene vitamina y (ácido cítrico) que actúa como antioxidante. Es por esto que en muchos
restaurantes las ensaladas de fruta llevan un poco de jugo de limón que mantiene los trozos de frutas
con su color original.
Antesde introducirel nuevotema,vamosadesarrollarunconceptoyreglasnecesariasparacomprenderel
tema.

En la naturaleza se observa un gran número de reacciones químicas, para saber
qué elementosse pueden combinarentre sí y en qué proporción. Introduciremos un
nuevo concepto que es el número de oxidación.
Esto es bastante obvio puesto que sabemos que durante una reacción química no se crean ni se
destruyen átomos sino que estos simplemente se reorganizan.
En una ecuación química ajustada la suma de las masas de los reactivos debe ser igual a la de los
productos.
Definición:
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un
átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
Ejemplo: En la siguiente reacción
2Ca + O2  2CaO
El calcio pasa de ser una sustancia simple (es decir sin estar
combinado) a formar parte de una sustancia compuesta. El calcio
tiene dos electrones en el último nivel y, para combinarse con el
oxígeno, le cede a estos dos electrones. La estructura de Lewis
para el óxido de calcio, sustancias iónicas es:
El calcio pasó de oxidación cero (O) a un número de oxidación (+2), si se analiza que paso con el
oxígeno es posible afirmar que cambio su número de oxidación de cero (O) a (-2) en los
compuestos iónicos las cargas de cada ion.
La formación de una sustancia covalente:
C + O2  CO2
El carbono pasa de ser una sustancia simple, a formar una sustancia compuesta. El carbono tiene
cuatro electrones en el último nivel y, para combinarse con el oxígeno, comparte con estos cuatro
pares de electrones, el oxígeno tiene seis electrones en el último nivel y para combinarse con este
comparte dos pares de electrones.
En el caso de una sustancia covalente, el número de oxidación de cada átomo es el número de
electrones aportados para ser compartidos en la unión
El carbono cambio su número de oxidación, paso de numero de oxidación 0 cambiar a número de
oxidación +4 por que uso cuatro electrones para unirse con el oxígeno. El oxígeno paso de numero
de oxidación 0 a -2 por que usa 2 de sus electrones para unirse al carbono. Se define al El número
..
[Ca]2+
[:O:]-2
..

de oxidación como un número entero que representa el número de electrones que un átomo
pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que
tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con
un átomo que tenga tendencia a cederlos.
 Reglas para asignar el número de oxidación:
1) El número de oxidación de un átomo individual en un elemento libre es 0 (cero)
0 0 0
Al ; H2 ; O2 ;
2) El número de oxidación de los metales es siempre positivo
1+
2+
3+
KBr ; MgSO4 ; Al(OH)3
3) El número de oxidación del flúor es siempre menos uno (-1)
4) El número de oxidación del hidrógenos es más uno (+1), excepto en los hidruros
metálicos, que es menos uno (-1)
1+
1+
KOH ; H2O
Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1-
1-
1-
MgH2 ; LiH
5) El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es menos dos (-2), excepto en
los peróxidos, que es menos uno (1)
2-
2-
2-
CO2 ; Al2O3 ; H2O
Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-
1-
1-
K2O2 ; H2O2
6) La suma del estado de oxidación de todos los átomos en una especie neutra es 0 (cero).
H2S6+
O4
2-
= (2+) (6+) (8- )=0
Cr3+
(O2-
H1+)
3 = (3+) (6- ) (3+)=0
7) El número de oxidación de cualquier ion mono atómico es igual a su carga eléctrica.
Por ejemplo:
Na1+
(Carga del ión) Na+1
(Número de oxidación)

S2−
(Carga del ión) S-2
Al3+
(Carga del ión) Al+3
Clase N°6
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:30 minutos
Día: Jueves
Tema: Ejercitación Numero de oxidación
intercambio preguntas orales en relación con el tema dado en las últimas clases (Número de
oxidación).
A continuación se realizara ejercitaciones de las reglas antes expuestas para su fijación.
 Actividad N°1
A) Indicar el estado de oxidación de cada elemento en el KMnO4. (Permanganato de potasio)
Elige la respuesta correcta:
a) K = +2; O = -2; Mn = +6
b) K = +1; O = -2; Mn = +7
c) K = +1; O = -1; Mn = +3
B) Indicar el número de oxidación de los siguientes compuesto.
CO2 ; Fe2O3 ; CaO2 ; PbO2
 Actividad N°2
Determinar el estado de oxidación de todos los elementos presentes en las siguientes sustancias:
Ioduro de plata
a) Trióxido de azufre
b) Ion sulfito
c) Ion cromato
d) Ion perclorato
e) Ion nitrito
f) Ácido sulfúrico
g) Ácido nítrico
h) Ácido fosfórico
i) Ácido hipocloroso

j) Cloruro de calcio
k) Sulfato de hierro (III)
Clase N°7
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:80 minutos
Día: martes
Tema: clasificación de reacciones de oxidación
Subtema:nomenclatura
Reacciones de oxidación:
Se dará inicio la clase mediante indagaciones:
¿En la última clase que temas estuvimos desarrollando? El
alumno respondería!, numero de oxidación.
¿Para qué nos sirven los números de oxidación? El alumno
responderá! Para poder comprender como se unen los átomos y
en qué proporción lo hacen
Teniendo en cuenta la ecuación de la reacción de combustión.
Observamos que un combustible reacciona con el oxígeno.
Mediante el uso de una presentación de PowerPoint y videos didácticos se dará inicio a la clase y
se procederá a realizar la clasificación de las reacciones de oxidación seguida de las
nomenclaturas que se utilizaran para nombrar cada compuesto que se utilizaran como ejemplos.
Definición:
 Es un compuesto binario formado por un elemento químico
que reacciona con el oxígeno.
Podemos clasificar los óxidos en:

Óxidos básicos:
Si las sustancias que se combinan con el oxígeno es un metal.
Oxigeno + metal  oxido básico
 Al principio dimos como ejemplo el óxido de un clavo el cual podemos
representar mediante la siguiente ecuación química.
Fe + O2  FeO
K + O2  KO
Óxidos ácidos:
Si las sustancias que se combina con el oxígeno es un no metal:
Oxigeno + no metal  oxido acido
Nomenclatura:
Es la parte de la química que indica cómo deben nombrarse los elementos las sustancias simples y las
sustancias compuestas.
Existen varias formas de nombrar las sustancias compuestas.
La nomenclatura moderna, recomendada por la Unión Internacional de Química y Aplicada (IUPAC). La
nomenclatura tradicional o clásica actualmente en uso.
Nomenclatura moderna:
Los óxidos se pueden nombrar: mediante la nomenclatura de atomicidad.
4) Con los prefijos mono- 1, di-2, tri-3, tetra-4, penta-5, epto-7, etc.
Ejemplo: Cl2O Monóxido de dicloro
CO2 dióxido de carbono
Cl2O5 pentóxido de dicloro
5) Con el número de stock, que indica el número de oxidación del elemento mediante un
numero romano que sigue al nombre.
Ejemlo: Cu2O óxido de cobre (II), monóxido de dicobre
Cl2O5 óxido de cloro (V), pentóxido de dicloro
Nomenclatura clásica o tradicional.

3) Si el elemento tiene un solo elemento de oxidación y forma un solo oxido, el nombre se
forma con la palabra óxido, la preposición de seguida del nombre del elemento.
Ejemplo: MgO óxido de magnesio, Monóxido de magnesio, oxido de magnesio (II)
4) Si el elemento tiene dos números de oxidación, forma dos óxidos, el nombre, entonces la
raíz del nombre del elemento se le añade el sufijo oso para nombrar el óxido de manera
número de oxidación, o el sufijo ico para el mayor número de oxidación.
Ejemplo: Cu2O óxido cuproso
CuO oxido cúprico
5) Si el elemento tiene más de dos números de oxidación, a la raíz del nombre del elemento se
le agrega el prefijo hipo y el sufijo oso para nombrar el óxido menor (número de oxidación)
o el sufijo ico para el mayor de los números de oxidación.
Ejemplo: Cl2O óxido hipocloroso; monóxido de dicloro, oxido de cloro (I)
Cl2O3 oxido cloroso, trióxido de dicloro, oxido de cloro (III)
Cl2O5 óxido hipercalórico; pentóxido de dicloro, oxido de cloro (V)
Cl2O7 oxido perclórico, eptoxido de dicloro, oxido de cloro (VII)
Balancear una ecuación es escribir los coeficientes adecuados delante de cada fórmula para que el número de átomos
de cada elemento sea igual en ambos miembros de la ecuación química.
Ejemplos de algunas fórmulas con sus respectivos nombres.
Elemento Fórmula Atomicidad Stock Clásica Oxido
C CO2 Dióxido de carbono
Oxido de
carbono (IV)
Anhídrido
carbónico
Ácido
Mg MgO monóxido de magnesio
Oxido de
magnesio (II)
óxido de
magnesio
básico
Cl2 Cl2O5 Pentóxido de dicloro
Oxido de cloro
(v)
Oxido clórico Ácido
Cr CrO3 Trióxido de cromo
oxido de cromo
(VI)
Anhídrido
crómico
básico
N N2O monóxido de dinitrogeno
Óxido de
nitrógeno (I)
Óxido nitroso Ácido

Ejemplo: ecuación de obtención de óxidos:
En una ecuación química en el primer miembro se escribe las fórmulas de las sustancias
reactantes y en el segundo miembro las fórmulas de los productos de las reacciones.
En este caso usamos los siguientes elementos (Mg) como elemento elementos reactantes y
oxigeno (O2). El cual nos da como producto es el óxido de magnesio cuya fórmula es las
siguientes: (MgO).
2Mg + O2  2MgO
Como una ecuación representa la calidad y la cantidad de las sustancias que intervienen, en el
primer paso se plantea la ecuación, escribiendo las formulas.
En el segundo paso se escribe el coeficiente delante de casa fórmula para igualar o balancear la
ecuación química de modo que el número de átomos de cada clase sea igual en ambos miembro.
En el caso del ejemplo para igualar el número de átomos de oxígeno se coloca en el segundo
miembro un coeficiente 2 delante de la fórmula del óxido de magnesio.
2Mg + O2  2MgO
Para balancear una ecuación se halla los coeficientes adecuados pudiéndose emplear distintos
métodos, por ejemplo el método practico o de tanteo, los coeficientes son factores que multiplican a
toda la formula y al balancear la ecuación en ningún caso se puede modificar los subíndices porque
indica la composición quimia da las sustancia, que proviene de datos experimentales.

Clase N°8
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:30 minutos
Día: Jueves
Tema: ejercitación de reacciones de oxidación nomenclatura
intercambio preguntas orales en relación con el tema dado en las últimas clases (reacciones de
oxidación y su respectiva nomenclatura)
Actividad N°1
Completar la siguiente tabla:
Elemento Fórmula Atomicidad Stock Clásica Oxido
C CO2 Dióxido de carbono
Anhídrido
carbónico
Mg monóxido de magnesio
Oxido de
magnesio (II)
óxido de
magnesio
Cl2 Cl2O5
Oxido de cloro
(v)
Cr Trióxido de cromo
oxido de cromo
(VI)
Anhídrido
crómico
N N2O monóxido de dinitrogeno
Actividad N°2
Ajuste por el método del número de oxidación las siguientes ecuaciones:
Cu + HN03  CU(N03)2 +NO+ H20
KCIO3 KCl + KCIO4

Clase N°9
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:80 minutos
Día: martes
Tema: Formación Hidruros
Subtema:hidrurosmetálicos e hidruros no metálicos:
Se daráiniciolaclasemedianteindagaciones:
¿En la última clase que temas estuvimos desarrollando? El alumno respondería!, reacciones oxidación.
¿Podemos observar la oxidación en las frutas? El alumno responderá! Si se da en la manzana
Teniendo en cuenta la ecuación de la reacción de combustión. Observamos que un combustible reacciona con el
oxígeno.
Medianteelusode unapresentacióndePowerPointy videos didácticosse dará inicioalaclasey se procederáarealizar
la clasificaciónde lossiguienteshidrurosseguidadelasnomenclaturasqueseutilizaranparanombrarcadacompuesto
quese utilizaran comoejemplos.
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento
químico, pudiendo ser este metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los no
metálicos.
Concepto: Se denomina hidruro al compuesto que resulta de la combinación del hidrógeno con
otro elemento, metálico o no metálico. XmHn
Clasificación de los hidruros: podemos clasificar en hidruros metálicos y no metálicos.
Los hidruros metálicos:
Se forman por reacción del hidrógeno con
los metales. La reacción es la siguiente:
2 K (s) + H2 (g) ------------ 2 KH

La fórmula general es la siguiente: MeHx siendo Me un metal.
Estas uniones son iónicas y el hidrógeno toma el electrón que cede el metal.
Como en todos los compuestos binarios
puede obtenerse rápidamente la fórmula
intercambiando los números de oxidación.
Nomenclatura:
Tradicional:
Se nombran como hidruros, dando la
terminación oso e ico al metal si tuviera
más de un número de oxidación.
Ejemplos:
Hg H2 hidruro mercúrico
Hg H hidruro mercurioso
Numerales de Stock
Se nombran como hidruros, Indicando entre paréntesis el número de oxidación si hubiera más de
uno.
Hg H2 hidruro de mercurio (II)
Hg H hidruro de mercurio (I)
Sistemática (sugerida por IUPAC)
Hg H2 dihidruro de mercurio
Hg H monohidruro de mercurio o hidruro de mercurio
Hidruros no metálicos:
Son compuestos formados por hidrógeno y un
elemento no metálico. El no metal siempre actúa
con su menor número de valencia, por lo cual cada
uno de ellos forma un solo hidruro no metálico.
Generalmente se encuentran en estado gaseoso a
la temperatura ambiente. Algunos manifiestan
propiedades ácidas, tales como los hidruros de los
elementos flúor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio
y telurio; mientras que otros no son ácidos, como el
agua, amoníaco, metano, silanos, etc.

Ejemplos:
HF → fluoruro de hidrógeno
HCl → cloruro de hidrógeno
HBr → bromuro de hidrógeno
HI → yoduro de hidrógeno
H2S → sulfuro de hidrógeno
H2Se → seleniuro de hidrógeno
H2Te → telururo de hidrógeno
Nomenclatura:
Se nombran asignando la terminación URO al no metal por ser éste más electronegativo que el
hidrógeno.
Ejemplo:
HCl cloruro de hidrógeno
H2 S sulfuro de hidrógeno
Si se hallan en disolución acuosa se nombran como ácidos asignando la terminación hídrica al no
metal.
Ejemplos:
HCl (dis) ácido clorhídrico
H2S (dis) ácido sulfhídrico
Como se ve la fórmula es la misma, solo se encuentran disueltos en agua y no en estado gaseoso.

Clase N°10
Curso:5°
Turno: Nocturno
Tiempo:30 minutos
Día: Jueves
Tema: Ejercitación hidruros metálicos e hidruros no metálicos:
intercambio preguntas orales en relación con el tema dado en las últimas clases (formación de
hidruros y su respectiva nomenclatura)
Actividad N°1
Nombrar los siguientes compuestos:
HF →
HCl →
HBr →
HI →
H2S →
H2Se →
H2Te →
Actividad N°2
Formula los siguientes compuestos:
1. Hidruro de litio.
2. Hidruro de sodio.
3. Hidruro de potasio.
4. Hidruro de berilio.
5. Hidruro de magnesio.
6. Hidruro de calcio.
7. dihidruro de hierro.
8. hidruro de manganeso (III)
9. hidruro plúmbico.
10. hidruro alumínico.

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