Nomenclatura Química: Iones, Reacciones Redox y Balanceo de Ecuaciones

Aniones

A continuación, se presenta una tabla de aniones comunes, indicando la sustancia de la que proceden, su fórmula iónica y su nombre.

De HF: F^– fluoruro
De H₂C₂O₄: C₂O₄^2- oxalato
De H₂F₂: HF₂^– hidrogenodifluoruro
De H₂C₂O₄: HC₂O₄^– bioxalato
De HClO₄: ClO₄^– perclorato
De C₂H₂: C₂^2- acetiluro
De HClO₃: ClO₃^– clorato
De H₂CO₃: HCO₃^– hidrogenocarbonato
De HClO₂: ClO₂^– clorito
De H₂CO₃: CO₃^2- carbonato
De HClO: ClO^– hipoclorito
De CH₃COOH: CH₃COO^– acetato
De HCl: Cl^– cloruro
De HBr: Br^– bromuro
De H₂SiO₃: SiO₃^2- silicato
De HBrO₃: BrO₃^– bromato
De H₄SiO₄: SiO₄^4- silicato (orto)
De HIO₃: IO₃^– yodato
De HI: I^– yoduro
De H₂CrO₄: HCrO₄^– hidrogenocromato
De H₂SO₄: SO₄^2- sulfato
De H₂CrO₄: CrO₄^2- cromato
De H₂SO₄: HSO₄^– hidrogenosulfato
De H₂Cr₂O₇: Cr₂O₇^2- dicromato
De H₂SO₃: HSO₃^– hidrogenosulfito
De HMnO₄: MnO₄^– permanganato
De H₂S₂O₅: S₂O₅^2- disulfito
De H₃BO₃: BO₃^3- borato
De H₂S₂O₇: S₂O₇^2- disulfato
De H₂B₄O₇: B₄O₇^2- tetraborato
De H₂SO₅: SO₅^2- peroxomonosulfato
De H₂S₂O₈: S₂O₈^2- peroxodisulfato
SiF₆^2- hexafluorosilicato
De H₂S: HS^– hidrogenosulfuro
De HCN: CN^– cianuro
De H₂S₂: S₂^2- disulfuro
De HSCN: SCN^– tiocianato
De H₂S₂O₃: S₂O₃^2- tiosulfato
De HCNO: CNO^– cianato
De H₂S₃O₆: S₃O₆^2- tritionato
De H₂CN₂: CN₂^2- cianamida
De H₂S₂O₆: S₂O₆^2- ditionato
De H₂C₄H₄O₆: C₄H₄O₆^2- tartrato
De HC₂H₃O₂: C₂H₃O₂^– acetato
De H₂Se: HSe^– hidrogenoselenuro
De H₂SeO₃: SeO₃^2- selenito
De O: O^2- óxido
De H₂SeO₄: SeO₄^2- seleniato
De O₂: O₂^2- peróxido
De O₂: O₂^– hiperóxido
De HCNS: CNS^– sulfocianuro
De O₃: O₃^– ozónido
De HNO₃: NO₃^– nitrato
De H₂O: OH^– hidróxido
De HNO₂: NO₂^– nitrito
De H: H^– hidruro
De NH₃: NH₂^2- amiduro
De H₂O₂: HO₂^– hidrogenoperóxido
De NH₃: N^3- nitruro
De NH₃: NH₂^– amido
Fe(CN)₆^4- ferrocianuro
De HNOO₂: NOO₂^– peroxonitrito
Fe(CN)₆^3- ferricianuro
De HNO₄: NO₄^– peroxonitrato
De H₂PHO₃: PHO₃^2- fosfonato (fosfito)
De HPH₂O₂: PH₂O₂^– fosfinato (hipofosfito)
De H₃PO₄: PO₄^3- fosfato (orto)
De H₃PO₄: HPO₄^2- hidrogenofosfato
De H₃PO₄: H₂PO₄^– dihidrogenofosfato
De HPO₃: PO₃^– metafosfato
De H₃PO₅: PO₅^3- peroxometafosfato
De H₃PO₃: PO₃^3- fosfito
De H₄P₂O₇: P₂O₇^4- difosfato
De H₄P₂O₈: P₂O₈^4- peroxodifosfato
De PH₃: P^3- fosfuro

Cationes

A continuación, se presenta una tabla de cationes comunes, indicando la sustancia de la que proceden, su fórmula iónica y su nombre.

De H: H⁺ hidrógeno
De Hg: Hg₂²⁺ mercurio (I)
De H: H⁺ hidrógeno
De Hg: Hg²⁺ mercurio (II)
De H₂O + H⁺: H₃O⁺ oxonio (hidronio)
De Cu: Cu⁺ cobre (I)
ClO⁺ clorosilo
De Cu: Cu²⁺ cobre (II)
ClO₂⁺ clorilo
De Zn: Zn²⁺ cinc (II)
ClO₃⁺ perclorilo
De Mn: Mn²⁺ manganeso (II)
De S^2- + 3H⁺: H₃S⁺ sulfonio
De Mn: Mn⁴⁺ manganeso (IV)
CO²⁺ carbonilo
De Pb: Pb²⁺ plomo (II)
De Pb: Pb⁴⁺ plomo (IV)
De NH₃: NH₄⁺ amonio
De Sn: Sn²⁺ estaño (II)
De P^3- + 4H⁺: PH₄⁺ fosfonio
De Sn: Sn⁴⁺ estaño (IV)
De SbH₅: SbH₄⁺ estibonio
De Pt: Pt²⁺ platino (II)
De Ba: Ba²⁺ bario (II)
De Pt: Pt⁴⁺ platino (IV)
De Sr: Sr²⁺ estroncio (II)
De Cd: Cd²⁺ cadmio (II)
De Au: Au⁺ oro (I)
De Be: Be²⁺ berilio (II)
De Au: Au³⁺ oro (III)
De Cs: Cs⁺ cesio
De Rb: Rb⁺ rubidio
De K: K⁺ potasio
De Na: Na⁺ sodio
SO₂⁺ sulfinilo (tionilo)
De Li: Li⁺ litio
SO₂²⁺ sulfonilo (sulfurilo)
S₂O₅²⁺ pirosulfurilo
PS³⁺ tiofosforilo
SeO₂⁺ seleninilo
NS⁺ tionitrosilo
SeO₂²⁺ selenonilo
CS²⁺ tiocarbonilo
CO²⁺ carbonilo
NO⁺ nitrosilo
CSe²⁺ selenocarbonilo
NO₂⁺ nitrilo
CrO₂²⁺ cromilo
PO₃⁺ fosforilo
UO₂²⁺ uranilo

Oxidación y Reducción

Oxidación

En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación. Por ejemplo: Fe⁺² → Fe⁺³ + e^–

Reducción

En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación. Por ejemplo: Cu⁺² + 2e^– → Cu⁰

Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)

Una reacción de oxidación-reducción, o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede, reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce (le sucede una reducción) y el reductor se oxida (le acontece una oxidación).

Se afirma entonces que una reacción redox se conforma de dos semirreacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente.

También ocurre que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación.

Número de Oxidación

El número de oxidación es un valor arbitrario que se le asigna a un elemento. Para esto, es conveniente seguir la siguiente pauta:

Los elementos libres en estado neutro (ej. H₂, O₂, Cl₂, Cu, Fe, etc.) tienen número de oxidación igual a 0.
Cuando los elementos están combinados, tenemos lo siguiente:
- Flúor (F): número de oxidación = -1.
- Hidrógeno (H):
  - número de oxidación = +1 (en la mayoría de los compuestos).
  - número de oxidación = -1 (en hidruros metálicos: NaH, MgH₂, etc.).
- Oxígeno (O):
  - número de oxidación = -2 (en la mayoría de los compuestos).
  - número de oxidación = -1 (en peróxidos: H₂O₂, Na₂O₂, etc.).
  - número de oxidación = +1 (en OF₂).
- Metales Alcalinos (Grupo 1): número de oxidación = +1 (NaCl, K₂O, LiNO₃, etc.).
- Metales Alcalinotérreos (Grupo 2): número de oxidación = +2 (MgF₂, CaO, BaSO₄, etc.).
- Aluminio (Al): número de oxidación = +3.
- Halógenos (Grupo 17): número de oxidación = -1 (en halogenuros binarios: BaCl₂, KBr, etc.).
- Azufre (S): número de oxidación = -2 (en sulfuros: K₂S, BeS, etc.).
Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que deducirlo aplicando lo siguiente:
- En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de cada átomo es igual a 0.
- En un ión, la suma de los números de oxidación de cada átomo es igual a la carga eléctrica del ión.

Ejemplos de Cálculo de Número de Oxidación

Para NH₃:
- Número de oxidación del N + 3 × número de oxidación del H = 0
- Número de oxidación del N + 3 × (+1) = 0
- Número de oxidación del N = -3
Para CO₂:
- Número de oxidación del C + 2 × número de oxidación del O = 0
- Número de oxidación del C + 2 × (-2) = 0
- Número de oxidación del C = +4
Para Cu₂S:
- 2 × número de oxidación del Cu + número de oxidación del S = 0
- 2 × número de oxidación del Cu + (-2) = 0
- Número de oxidación del Cu = +1
Para SO₄^-2:
- Número de oxidación del S + 4 × número de oxidación del O = -2
- Número de oxidación del S + 4 × (-2) = -2
- Número de oxidación del S = +6
Para Cr₂O₇^-2:
- 2 × número de oxidación del Cr + 7 × número de oxidación del O = -2
- 2 × número de oxidación del Cr + 7 × (-2) = -2
- Número de oxidación del Cr = +6

Igualación de Reacciones Redox

Generalmente, necesitamos igualar una reacción redox. Por ejemplo:

Reacción no igualada:
Cu + H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂

Reacción igualada:
Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Para este propósito, primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. Como ya se mencionó, esto siempre ocurre. Conviene, cuando es posible, expresar lo anterior en forma iónica.

Oxidación: Cu⁰ → Cu⁺²

Reducción: SO₄^-2 → SO₂

El cobre aumenta su número de oxidación de 0 a +2, por lo tanto, pierde 2 electrones (e^–). El azufre disminuye su número de oxidación de +6 a +4, o sea, gana 2 electrones (e^–). Además, para igualar las cargas eléctricas en la reducción, debemos agregar al lado izquierdo 4 H⁺ (estamos en un medio ácido) y dos moléculas de agua en el lado derecho para igualar el número de átomos de cada elemento:

Oxidación: Cu⁰ → Cu⁺² + 2 e^–

Reducción: SO₄^-2 + 2e^– + 4 H⁺ → SO₂ + 2 H₂O

Como el número de electrones cedidos es igual al número de electrones ganados, podemos reunir directamente ambas semirreacciones:

Cu + SO₄^-2 + 4 H⁺ → Cu⁺² + SO₂ + 2 H₂O

Lo que se expresa en la forma molecular:

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Conviene observar que los protones (H⁺) provienen del ácido sulfúrico (H₂SO₄).

Nomenclatura Química: Iones, Reacciones Redox y Balanceo de Ecuaciones

Aniones

Cationes

Oxidación y Reducción

Oxidación

Reducción

Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)

Número de Oxidación

Ejemplos de Cálculo de Número de Oxidación

Igualación de Reacciones Redox

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