Óxidos

Fórmula general:
Características:

• El número de oxidación del oxígeno siempre es (-2), menos para los oxidos ácidos formados por el flúor.
• La fórmula se escribe: Elemento menos electronegativo - Elemento más electronegativo
• En la nomenclatura, por el contrario se escribe: Elemento más electronegativo - Elemento menos electronegativo
• Muchas veces para acelerar las reacciones en las que los elementos toman contacto con el oxígeno se necesita calor para favorecer dicho proceso.

Tipos:
Óxidos básicos: son compuestos binarios formados por un METAL y el OXÍGENO.
Un claro ejemplo de ellos es el Óxido de silicio, utilizado para obtener vidrios.

Óxidos ácidos: compuestos binarios formados por un No METAL y OXÍGENO. En el caso de la imagen que figura a continuación el gas metano en presencia de calor y oxígeno produce Dióxido de carbono, Monóxido de carbono y vapor de agua.

Nomenclatura:

Clásica o tradicional:

• Si el elemento tiene 1 sólo número de oxidación

-es Metal ------> OXIDO de METAL u OXIDO ______ICO
-es No Metal--> OXIDO _______ICO

• Si el elemento posee 2 números de oxidación

-menornúmero-----> OXIDO ______OSO
-mayornúmero-----> OXIDO ______ICO

• Si el elemento posee 3 números de oxidación

-menor número-------> OXIDO HIPO__OSO
-número intermedio--> ÓXIDO ______OSO
-mayor número-------> ÓXIDO _______ICO

• Si el elemento posee 4 números de oxidación

- menor número----> OXIDO HIPO___OSO
-segundo número--> ÓXIDO ________OSO
-tercer número-----> ÓXIDO ________ICO
-mayor número----> ÓXIDO PER____ICO

Numerales de StockOXIDO DE ELEMENTO (número de oxidación del elem. en romano)

Ej óxido de sodio(I)

Atomicidad

(Cant de átomos)ÓXIDO de (Cantidad de átomos)ELEMENTO
Cantidad de átomos: mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6), hepta (7), etc.

Ej: Na₂O monóxido de disodio

Ecuaciones Químicas

Las sustancias que intervienen en un cambio químico se dice que participan de una reacción química. Éstas últimas se representan por medio de ECUACIONES.
Las ecuaciones químicas no son una descripición del proceso, sino del cambio global:

• Sustancias que reaccionan
• Productos que se obtienen

Por ejemplo: A + B -----> C + D

Donde A y B forman parte de los reactivos y C y D de los productos.

Generalmente se le asigna entre paréntesis el estado de agregación en el que se encuentran las sustancias:
(s) : sólido (l): líquido (g): gaseoso (v): vapor

Ejemplo:

En las ecuaciones químicas se haya presente el principio de conservación de la masa (la masa no se crea ni destruye). Ésto quiere decir que los átomos que participan en el inicio de la reacción deben mantenerse hasta el final.
En una reacción química los átomos de las sustancias que reaccionan se reordenan para formar sustancias nuevas, su cantidad y masa permanecen inalterados. Para que se refleje esta igualdad se utilizan en las ecuaciones coeficientes estequiometricos.
Al colocarse dicho coeficiente decimos que está equilibrada la reacción.

Número de Oxidación

El número de oxidación (n.o), como su nombre lo indica, es un número que se asigna a cada átomo de una sustancia. Es de gran utilidad para escribir y nombrar los compuestos, y está directamente relacionado con la cantidad de electrones que participan de la unión química.

Dicho número de oxidación está estrictamente relacionado con su electronegatividad. Recordemos que la electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos a atraer electrones, por consiguiente:

• Los átomos más electronegativos son aquellos que tienden para sí atraer electrones, por lo tanto a su número de oxidación se le asigna el signo "-"
• Por consiguiente los átomos menos electronegativos se les asigna el signo "+" a su número de oxidación
  

Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química (NH3, ClO 3–, etc.) se emplea un conjunto de reglas (que se pueden deducir fácilmente a partir de la configuración electrónica), que se pueden resumir del modo siguiente:

1. El n.o. de todos lo s elemen tos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico,He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están compartidos equitativamente y no se pueden as ignar a ninguno de los átomos ).
2. El n.o. de cualqu ier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, lo s n.o . del S 2–, Cl–, Na, K + y Zn2+ son, respectivamen te, –2, –1, 0, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas eléctricas (reales).
3. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es –1.
4. El n.o. del O en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos, que es –1.
5. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1.
6. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2.
7. El n.o. del F en sus com puesto s es siem pre –1. El n.o de los demás halógenos varía desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro halógeno más electronegativo.
8. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ion , igual a la carga del ion.
Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una especie química. Así, en NH3 y ClO 3– los n.o. son: N = –3, H = +1, Cl = +5 y O = –2.

Al realizarse la estructura de Lewis de los mismos compuestos nos permite visualizar los electrones que participan de la unión mencionada anteriormente y por consiguiente verificar el número de oxidación que presenta dicho elemento dependiéndo de su electronegatividad.
En el ejemplo se puede visualizar la cantidad de electrones que mantienen unidos al azufre (S) y al oxígeno (O), en este caso son cuatro, que por ser el oxígeno el elemento más electronegativo se le asigna el signo "+" al número de oxidación del azufre, por lo tanto el número de oxidación es +4.


Nota: ante cualquier duda repasen los conceptos vistos anteriormente resaltados en negrita