BLOG QUÍMICA GUANENTÁ: mayo 2013

Óxido

Un óxido, es un compuesto binario del oxígeno combinado con otro elemento. El oxígeno se puede combinar directamente con todos los elementos, excepto con los gases nobles, los halógenos, como el cobre, el mercurio, el platino, el iridio y el oro.

La mayor parte de los óxidos de los elementos no metálicos existen como moléculas sencillas y sus puntos de fusión y ebullición son muy bajos. Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos, por lo que también se les conoce como óxidos ácidos.

Los metales con energías de ionización bajas tienden a dar óxidos iónicos que reaccionan con el agua formando hidróxidos, y se les denomina por ello óxidos básicos. Al aumentar la energía de ionización de los átomos metálicos, los óxidos muestran características ácidas y básicas, por lo que se les conoce como óxidos anfóteros.

Algunos tipos de óxidos:

*Óxidos e hidróxidos anfóteros: Una sustancia anfótera es aquella que puede reaccionar ya sea como un ácido o como una base. Muchos metales (tales como zinc, estaño, plomo, aluminio, y berilio) y la mayoría de los metaloides tiene óxidos o hidróxidos anfóteros.

Otra clase de sustancias anfóteras son las moléculas anfipróticas que pueden donar o aceptar un protón. Algunos ejemplos son los aminoácidos y las proteínas, que tienen grupos amino y ácido carboxílico, y también los compuestos autoionizables como el agua y el amoniaco.

Unos ejemplos podrían ser:

*El Óxido de zinc (ZnO) reacciona de manera diferente dependiendo del pH de la solución:

En ácidos: ZnO + 2H+ → Zn2+ + H2O

En bases: ZnO + H2O + 2OH- → [Zn(OH)4]2-

*Hidróxido de aluminio:

Base (neutralizando un ácido): Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Ácido (neutralizando una base): Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

*Óxido cúprico: El Óxido de Cobre (ll) u óxido cúprico (CuO) es el Óxido de Cobre de mayor número de oxidación. Es un sólido negro con una estructura iónica la cuál se fusiona alrededor de los 1.200°C con algo de pérdida de oxígeno. Este compuesto puede ser formado por calentamiento de cobre en aire, pero en este caso se forma con algo de óxido cuproso; así que, su mejor preparación es por calentamiento de Nitrato cúprico, Hidróxido cúprico o Carbonato cúprico:

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

CuCO₃ → CuO + CO₂

El Óxido de Cobre (ll) es un Óxido básico, así que este se disuelve en ácidos minerales como el ácido clorhídrico, ácido sulfúrico o ácido nítrico dando las correspondientes sales de Cobre:

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Estructura cristalográfica del óxido cúprico:

*Óxido cuproso: El óxido de cobre (I) u óxido cuproso (Cu₂O) es un óxido de cobre. Es insoluble en agua y disolventes orgánicos. El óxido de cobre (I) se disuelve en una solución de amoníaco concentrado para formar el complejo incoloro [Cu(NH₃)₂]⁺, que se oxida fácilmente en el aire al complejo azul [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺.

El óxido de cobre (I) se encuentra como el mineral cuprita en algunas rocas de color rojo. Cuando se expone al oxígeno, el cobre se oxida de forma natural a óxido de cobre (I), aunque de una forma muy lenta. La formación del óxido de cobre (I) es la base del test de Fehling y de la Reacción de Benedict para la reducción de azúcares que reducen en solución alcalina una sal de cobre (II), dando un precipitado de Cu₂O.

El óxido cuproso se forma en piezas de cobre chapadas en plata expuestos a la humedad cuando la capa de plata es porosa o está dañada, este tipo de corrosión se conoce como plaga roja.

*Óxido fosfórico: Este compuesto cuya fórmula molecular es P₂O₅, es un polvo blanco muy corrosivo y extremadamente higroscópico. Se transporta en envases herméticamente cerrados, y se utiliza para desecar los gases y en síntesis orgánica.

Aproximadamente, su punto de sublimación se encuentra a los 300°C (unos 573.15 K), y el de fusión, a los 580°C (unos 853.15 K). Tiene una masa molar aproximada de 283,89 g/mol, y una densidad relativa de 2,39 g/cm³.

Existe cristalizado, amorfo y vítreo. La mezcla de estas tres variedades constituye la denominada "nieve fosfórica".

*Óxidos salinos u óxidos mixtos: Los óxidos salinos o mixtos, son compuestos formados por la combinación de sus dos óxidos (óxidos de metales que tienen valencias +2 y +3, y también +2 y +4), se sabe que forman óxidos salinos o mixtos los siguientes metales:Fe, Ni, Co, Pb, Cr y Mn.

La fórmula general se obtiene por la suma de los dos óxidos (mayor y menor valencia):

Algunos ejemplos podrían ser:

*Fe₃O₄ ……….. Oxido salino de hierro

*Mn₃O₄ ……….. Oxido manganoso-mangánico

*Oxido niqueloso-niquélico ……. Ni₃O₄

_*Oxido salino de plomo ………… Pb₃O₄

_{*Óxido de hierro:}El óxido de hierro es un polvo rojo amorfo, el cual se obtiene tratando sales de hierro con una base u oxidando pirita.

-Óxido de hierro II: Es conocido también como óxido ferroso, está considerado como uno de los principales óxidos que pueden causar explosiones ya que con facilidad este entra en combustión.

-Óxido de hierro III: El óxido de hierro III u óxido férrico es conocido como hematita en su estado natural, es utilizado también para soporte de almacenamiento magnético en audio e informática.

-Óxido de hierro II III: La combinación de estos dos tipos de óxidos de hierro es conocida como óxido ferroso férrico y en su estado natural es conocido como magnetita. La magnetita es un mineral de color negruzco que constituye una de las fuentes principales de obtención de hierro y principalmente se encuentra en metales que están por debajo del agua, dentro de tanques o bajo la línea de flotación de los barcos.

*Óxidos ácidos o anhidridos: Son óxidos formados por la combinación del oxígeno con elementos no metálicos, aunque también se encuentra en esta categoría algunos óxidos de metales que son anfóteros como el vanadio, cromo y manganeso.

En la nomenclatura tradicional se denomina anhídrido (quiere decir sin H₂O) que es el nombre genérico, seguido del nombre del elemento con un prefijo y/o sufijo, dependiendo de la valencia con que actúe.

Algunos ejemplos podrían ser:

*C⁴O^2- → CO₂ , anhidrido carbónico

*Cl⁷O^2-→ Cl₂O₇ , anhidrido hipocloroso

*B³O^2- → B₂O_{3 ,}anhidrido de boro ó anhidrido bórico

*Óxidos básicos: Son los óxidos formados por la combinación química del oxigeno con metales. Estos elementos son generalmente sólidos a temperatura ambiental y poseen enlace ionico. Por reacción química con el H₂O dan origen a los hidróxidos, que poseen propiedades básicas, por ellos se denominan óxidos básicos.

Algunos ejemplos podrían ser:

Formulación	Fórmula	N. tradicional	N. stock
Fe⁺³ + O^-2	Fe₂O₃	óxido férrico	óxido de hierro (III)
Pb⁺⁴ + O^-2	PbO₂	óxido plumbico	óxido de plomo (IV)
Au⁺¹ + O^-2	Au₂O	óxido auroso	óxido de oro (I)

*Óxidos dobles: Son compuestos que forma el oxígeno con algunos metales como: Fe, Pb, Co, Ni, etc. A temperatura ambiental son sólidos. Se consideran como una combinación de dos óxidos básicos de un metal donde este tiene valencia 2 , 3 ó 2 , 4; generalmente la fórmula general es: E₂O_4.

_{Algunos ejemplos podrían ser:}

Fórmula	N. tradicional	Nombre sistemático	Nombre común
Fe₃O₄	óxido doble de hierro	tetróxido de trihierro	magnetita (imán natural)
Pb₃O₄	óxido doble de plomo	tetróxido de triplomo	minio de plomo

Acidos

Un ácido 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, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H⁺) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.

Ejemplos:
HF: Ácidos Fluorhídricos
HCI: Ácidos Clorhídricos
HBr: Ácidos Bromhídrico

Ácidos hidrácidos: Son compuestos binarios que forma el hidrógeno por combinación quimica con elementos no metálicos de los grupos VIA (S, Se, Te) y del grupo VIIA (F, Cl, Br, I); por lo tanto no poseen oxígeno en su molécula.

La nomenclatura tradicional establece que se coloque el nombre genérico ácido seguido del nombre del no metal terminando en el sufijo hídrico (más usado en solución acuosa)

La nomenclatura sistemática emplea el sufijo uro para nombrar el anión y a continuación se nombra el catión.

Formulación	Fórmula	N. Tradicional	N. Sistemática
H⁺¹ S^-2	H₂S	ácido sulfhídrico	sulfuro de hidrógeno
H⁺¹ Se^-2	H₂Se	ácido selenhídrico	seleniuro de hidrógeno
H⁺¹ Te^-2	H₂Te	ácido telurhídrico	teleruro de hidrógeno

Ácidos oxácidos: Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción química de un oxido ácido (anhidrido) y el agua. Se diferencian de los hidrácidos en que estos no poseen oxígeno y los oxácidos si poseen oxígeno.

Un ejemplo podría ser:

*Ácido bromoso (Br = 1, 3, 5, 7)

Br₂O₃ (anhidrido bromoso) + H₂O → 2 HBrO₄

Clasificación de los Oxácidos:

*Polihidratados: Los óxidos ácidos de ciertos no metales pueden combinarse con mas de una molécula de agua.

Algunos ejemplos podrían ser:

Ácido pirocarbonoso (C = 2 , 4) , valencia par

2 CO + H₂O → H₂C₂O₃

Ácido ortofosfórico (P = 1, 3, 5)

P₂O₅ (anhidrido bromoso) + 3 H₂O → H₆P₂O₈ → H₃PO₄

*Poliácidos: Se caracterizan porque sus moléculas poseen 2 o más átomos del no metal por lo cual se usan en la nomenclatura clásica, prefijos: di, tri, tetra, etc., delante del no metal cuando el ácido posee dos, tres, cuatro átomos no metálicos respectivamente.

Algunos ejemplos podrían ser:

2 Cl₂O₃ + H₂O → H₂Cl₄O₇ : ácido tetraclórico
2 SO₃ + H₂O → H₂S₂O₇ : ácido disulfúrico

*Peroxiácidos ( peroxoácidos): Se caracterizan porque poseen 1 átomo de oxígeno más que el oxácido correspondiente. En su nomenclatura se utiliza el prefijo peroxi o peroxo y solo son estables para el estado de oxidación mas alto del no metal.

Estructuralmente, se considera que los peroxiácidos resultan de sustituir átomos de oxígeno (O^-2) del oxácido correspondiente por el grupo peróxido (O₂^-2)

Algunos ejemplos podrían ser:

H₂SO₄ (ácido sulfúrico) + O → H₂SO₅ : ácido peroxisulfúrico
H₂S₂O₇ (ácido disulfúrico) + O → H₂S₂O₈ : ácido peroxidisulfúrico

*Tioácidos: Son compuestos que derivan de los oxácidos por sustitucion de 1 o mas átomos de oxígeno por igual número de átomos de azufre.

Como el azufre es congénere del oxígeno (VIA), poseen propiedades químicas análogas, razón por lo cual los átomos de oxígeno pueden ser sustituidos parcial o totalmente por átomos de azufre, generándose así los tioácidos.

Algunos ejemplos podrían ser:

HClO₂ (ácido cloroso) → HClOS : ácido tiocloroso ( sustitución de 1 “O” por 1 “S”)
H₂SO₄ (ácido sulfúrico) → H₂S₃O₂ : ácido ditiosulfurico ( sustitución de 2 “O” por 2 “S”)
H₂CO₃ (ácido carbónico) → H₃CS₃ : ácido sulfocarbónico ( sustitución de “O” por “S”)

*Acidos especiales: Son compuestos cuya formulación y nomenclatura son muy particulares, los cuales principalmente participan en la formación de iones y compuestos complejos y también poseen las propiedades típicas de los ácidos.

Fórmula	Nomenclatura clásica
HCN	ácido cianhídrico
HCNO	ácido ciánico
HCNS	ácido tiociánico
H₃Fe (CN)₆	ácido ferricianhídrico
H₄Fe (CN)₆	ácido ferrocianhídrico
HN₃	azida de nitrógeno

Propiedades de los ácidos:

Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.

Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

Son corrosivos.

Producen quemaduras de la piel.

Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.

Reaccionan con bases para formar una sal más agua.

Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

Ácidos de ARRHENIUS: Dicha teoría expresa que cuando un electrólito se disuelve en agua, se ioniza. La ionización, también llamada disociación electrolítica, consiste en la liberación de los iones preexistentes en el compuesto iónico.

Por ejemplo, si AB representa la fórmula del electrólito, la ionización se expresa con la ecuación:

AB = A- + B+

La terminología creada por ARRHENIUS subsiste:

Anión es el ión cargado negativamente: A-

Catión es el ión cargado positivamente: B+

Ácidos de Lewis: Fue propuesto por Gilbert N. Lewis, el cual incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.

Ácidos de Brønsted-Lowry: En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH₃COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:

Sales

Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.

En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.

Clasificación de las sales:

*sal haloidea: Las sales haloideas, haluros o sales neutras binarias se forman por reacción de un hidrácido con un hidróxido. Ocurre una reacción de neutralización y se forma agua junto a la sal. La reacción más común es la de formación de la sal de mesa (cloruro de sodio) NaOH + HCl → NaCl + H2O. Estas sales también reciben el nombre de sales no oxigenadas.

*sales oxácidas: Una sal oxácida u oxisal es una combinación ternaria de un metal, un elemento que generalmente es un no metal, aunque hay excepciones, con oxígeno. Se pueden considerar derivadas de la combinación de un metal con un ácido oxácido en el que el elemento metálico ha sustituido a los hidrógenos; sin embargo esto no debe tomarse como una regla fija y general, ya que sin existir el ácido puede que sí existan sus sales.

Algunos ejemplos podrían ser:

*Bromato de calcio Ca+2 BrO3- ----> Ca(BrO3)2
*Hipoclorito de sodio Na+ ClO- ----> NaClO
*Sulfato de aluminio Al+3 SO4-2 ----> Al2(SO4)3
*Fosfato de magnesio Mg+2 PO4-3 ----> Mg3(PO4)2
*Nitrato de hierro(III) Fe+3 NO3- ----> Fe(NO3)3

*Sal ácida: Las sales ácidas se forman por la reacción de un hidróxido y un ácido, pero a diferencia de en las sales neutras solo se produce una neutralización parcial de los hidrogeniones del ácido. Es necesario que los ácidos tengan más de un hidrógeno para formar estas sales (polipróticos).

Algunos ejemplos podrían ser:

*H₃PO₄+ 3 NaOH → Na₃PO_{4 + 3}H₂O sal neutra, se forman 3 moléculas de agua neutralizándose los 3 H⁺ del ácido

*H₃PO₄+2 NaOH → Na₂HPO₄ + 2 H₂O sal mono-ácida, se forman 2 moléculas de agua neutralizándose 2 H⁺del ácido.

*Sal básica: Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo OH^-.
Se nombran como las sales neutras, anteponiendo al nombre del anión el término hidro precedido de uno de estos prefijos: mono (se omite), di, tri, etc., que indica el número de grupos OH^- que posee la fórmula.
La palabra hidróxido lleva ante puesto un prefijo numeral (di, tri, etc.), que indica el número de ellos presentes en la fórmula.
Se pueden, también, nombrar como las sales neutras, pero intercalando la palabra básico precedida del prefijo mono (se omite), di, tri, etc., según el número de grupos OH^-presentes en la fórmula.

Algunos ejemplos podrían ser:

*Al(OH)SO₄*	*hidroxitetraoxosulfato (VI) de aluminio*
	*hidróxido-sulfato de aluminio*
	*sulfato básico de aluminio*
*Al(OH)₂ClO₄*	*dihidroxitetraoxoclorato (VII) de aluminio*
	*clorato-dihidróxido de aluminio*
	*perclorato dibásico de aluminio*
*Fe(OH)CO₃*	*hidroxitrioxocarbonato (IV) de hierro (III)*
	*carbonato-hidróxido de hierro (III)*
	*carbonato básico de hierro (III)*

*Sal doble: Las sales dobles están constituidas por un anión y dos cationes diferentes.Las sales dobles son compuestos eléctricamente neutros, por lo tanto, se deben igualarlas cargas negativas del anión con la suma de las cargas positivas de los cationes.
Algunos ejemplos podrían ser:
*NaKSO4 sulfato de sodio y potasio
*NH4NaS sulfuro de sodio y amonio

*Sal mixta: Resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido polipróptico por átomos de diferentes metales:

H ₂ SO ₄ + NaOH + KOH ______________________ NaKSO ₄ + 2H ₂O = Sulfato de Sodio y de Potasio

*Sal mineral: Las sales minerales son moléculas inorgánicas de fácil ionización en presencia de agua y que en los seres vivos aparecen tanto precipitadas, como disueltas, como cristales o unidas a otras biomoléculas.

Las sales minerales disueltas en agua siempre están ionizadas. Estas sales tienen función estructural y funciones de regulación del pH, de la presión osmótica y de reacciones bioquímicas, en las que intervienen iones específicos.

Soluciones salinas

Una solución salina es el resultado de la reacción de un ácido fuerte con una base fuerte resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La explicación es que los contraiones de los ácidos fuertes y las bases débiles son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua.
Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Esto es así porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene tendencia a captar OH^-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua. Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la disolución resultante.
Químicamente: Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil, tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio:que suele ser de lo que usar diariamente en la casa con un uso practico.
Comúnmente se le llama solución salina a la mezcla de sal común (NaCl) y agua, en esta mezcla la sal es disuelta por el agua y como resultado final se forma una mezcla homogénea.