Óxidos, Hidróxidos, Ácidos,Sales.
Óxidos
Un Óxido es un compuesto inorgánico que se forma al unir algún elemento químico con Oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos.
Un Óxido es básico si el elemento químico que se junta con el Oxígeno (O) es un metal.
Un Óxido es Ácido si el elemento químico que se junta con el oxígeno es un no metal.
Cómo formamos un Óxido:
En primer lugar se busca cualquier elemento. Yo por ejemplo escogí el Hierro (Fe).
Una vez que se escoge el mineral, este se une al oxigeno (FeO). Inmediatamente lo que sucede es un intercambio de valencias (estado o número de oxidación): La 2 del Oxigeno se le coloca al elemento y la valencia de ese elemento se le coloca al oxigeno (Fe2O2).Nota: Acuerdate que varios elementos poseen más de una valencia, por lo que debes aprendertelas de memoria.
Si la formula (Fe2O2) se puede simplificar se hace, entonces en nuestro caso nos queda: FeO.
Por último corresponde colocarle al nombre a nuestro compuesto. Si nuestro compuesto es un Oxido Básico se empieza colocando el nombre "Oxido" y si es un Oxido Ácido se comienza colocando "Anhibrido", después se procede a colocar la segunda parte del nombre, la cual varia de acuerdo a la valencia del elemento que se fusiona con el oxigeno.
Si el elemento posee una Solo Valencia se coloca de más el nombre del elemento. Ejemplo: Tenemos esto K2O, su nombre sería Óxido de Potasio. Fue oxido porque el compuesto es básico y es de potasio porque este elemento posee una sola valencia (I).
Cuando el elemento tiene dos valencias, al nombre del elemento se le agrega la terminación oso si este trabaja con la menor valencia e ico si trabaja con la mayor. Ejemplo: El Níquel trabaja con dos valencias (2 y 3), si trabaja con la 2 (menor) seria niqueloso y si trabaja con la 3 (mayor) seria niquélico.
Formulación
El oxígeno actúa con su número de oxidación (-2), mientras el otro elemento actúa con un número de oxidación positivo.
La fórmula se obtiene al intercambiar las valencias de dichos elementos.X2On
Donde:
X, es cualquier elemento químico
n, es la valencia de dicho compuesto químico
Ejemplos:
Fe2O3 Oxido con Hierro de valencia 3
FeO Oxido con Hierro de valencia 2
Ahora considerando el FeO, si es Hierro con valencia 2 el compuesto sería Fe2O2, pero los compuestos siempre hay que simplificarlos, así que se queda en FeO.
Nomenclatura
Las nomenclaturas más utilizadas son la sistemática y la de Stock, aunque tambien existe la tradicional pero está en desuso.
Sistemática
Se nombra intercambiando los términos de la fórmula (1º el oxígeno y 2º el elemento), para el oxígeno se utiliza el término óxido precedido de el prefijo numérico que le corresponde, debido a la cantidad de átomos que hay en el compuesto de dicho elemento, y para el elemento, su nombre precedido tambien por el prefijo numérico que le corresponde, unidos los 2 elementos por la particula "de".
Los prefijos son:
mono
Di
Tri
Tetra
Penta
Hexa
Hepta
octa
Ejemplos:
Fe2O3 Trioxido de dihierro.
FeO Óxido de hierro
Stock
Se nombra intercambiando los términos de la fórmula (1º el oxígeno y 2º el elemento), para el oxígeno se utiliza el término óxido, pero no se le precede de ningún prefijo, despues se situa la particula "de" y a continuación de pone el nombre del elemento, seguido, si es necesario, de su valencia en números romanos. Si dicho elemento no tiene más que una sola valencia, no es necesario ponerlo.
Ejemplos:
Fe2O3 Óxido de hierro (III)
FeO Oxido de hierro (II)
Na2O Oxido de sodio
Excepción:
El oxígeno no forma óxido con el fluor, ya que éste es más electronegativo .
Hidroxidos
Los hidróxidos se forman por reacción de los óxidos básicos con el agua. Tienen la siguiente fórmula general:
Me (OH)x siendo x igual al número de oxidación del metal. Es por eso que la regla práctica indica escribir el metal seguido de tantos OH (oxhidrilos) como el número de oxidación.
Si se plantea la reacción:
Na2O + H2O -------------- Na2O2H2 simplificando y balanceando : 2 NaOH
CaO + H2O ---------------- CaO2H2 o Ca(OH)2
Si el metal tiene número de oxidación 3, el óxido reacciona con 3 moléculas de agua y se tiene:
Al2O3 + 3 H2O --------------- Al2 O6 H6 simplificando y balanceando: 2 Al (OH)3
Si tiene número de oxidación 4, el óxido reacciona con 2 moléculas de agua y se tiene:
PtO2 + 2 H2O ------------- Pt (OH)4
Nomenclatura
Antigua: utiliza los sufijos oso e ico. Se nombran como el óxido del que provienen reemplazando la palabra óxido por hidróxido.
Ejemplos:
Hidróxido ferroso
Hidróxido férrico
Numerales de Stock: se nombran con la palabra hidróxido indicando entre paréntesis y en números romanos el número de oxidación del metal.
Ejemplos:
Hidróxido de hierro (II)
Hidróxido de hierro (III)
Sistemática:
Dihidróxido de hierro Fe (OH)2
Trihidróxido de hierro Fe(OH)3
| Nomenclatura |
| Fórmula | Funcional | Stock | Estequiométrica |
| Fe(OH)2 | Hidróxido Ferroso | Hidróxido de Hierro(II) | Dihidróxido de Hierro |
| NaOH | Hidróxido Sódico | Hidróxido de Sodio | Hidróxido de Sodio |
| Al(OH)3 | Hidróxido Alumínico | Hidróxido de Aluminio | Trihidróxido de Aluminio |
| Hg(OH)2 | Hidróxido Mercúrico | Hidróxido de Mercurio(II) | Dihidróxido de Mercurio |
| KOH | Hidróxido Potásico | Hidróxido de Potasio | Hidróxido de Potasio |
| Pb(OH)4 | Hidróxido Plúmbico | Hidróxido de Plomo(IV) | Tetrahidróxido de Plomo |
| Be(OH)2 | Hidróxido Berílico | Hidróxido de Berilio | Dihidróxido de Berilio |
| Zn(OH)2 | Hidróxido Cinquico | Hidróxido de Cinc | Dihidróxido de Cinc |
| CuOH | Hidróxido Cuproso | Hidróxido de Cobre(I) | Hidróxido de Cobre |
| Co(OH)3 | Hidróxido Cobáltico | Hidróxido de Cobalto(III) | Trihidróxido de Cobalto |
| Ba(OH)2 | Hidróxido Bárico | Hidróxido de Bario | Dihidróxido de Bario |
| AuOH | Hidróxido Auroso | Hidróxido de Oro(I) | Hidróxido de Oro |
| Pt(OH)4 | Hidróxido Platínico | Hidróxido de Platino(IV) | Tetrahidrido de Platino |
| Ca(OH)2 | Hidróxido Cálcico | Hidróxido de Calcio | Dihidróxido de Calcio |
| Au(OH)3 | Hidróxido Aúrico | Hidróxido de Oro(III) | Trihidróxido de Oro |
| Pb(OH)2 | Hidróxido Plumboso | Hidróxido de Plomo(II) | Dihidróxido de Plomo |
| AgOH | Hidróxido argéntico | Hidróxido de Plata | Hidróxido de Plata |
Bibliografia:
http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2009/10/00104-los-hidroxidos.html
Acidos
Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.
Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)
La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.
Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.
Los ácidos y las bases se caracterizan por:
Ácidos
|
Bases
|
| Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). | Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía) |
| En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol | En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol |
| Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases | Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína |
| Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol) | Producen una sensación untuosa al tacto |
| Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno | Precipitan sustancias disueltas por ácidos |
| Neutralizan la acción de las bases | Neutralizan la acción de los ácidos |
| En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química | En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química |
| Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel) | Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos) |
| Enrojecen ciertos colorantes vegetales | Dan color azul a ciertos colorantes vegetales |
| Disuelven sustancias | Disuelven grasas y el azufre |
| Pierden sus propiedades al reaccionar con bases | Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos |
| Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites |
| [H+] | pH | Ejemplo |
| Ácidos | 1 X 100 | 0 | HCl |
| 1 x 10-1 | 1 | Äcido estomacal |
| 1 x 10-2 | 2 | Jugo de limón |
| 1 x 10-3 | 3 | Vinagre |
| 1 x 10-4 | 4 | Soda |
| 1 x 10-5 | 5 | Agua de lluvia |
| 1 x 10-6 | 6 | Leche |
| Neutral | 1 x 10-7 | 7 | Agua pura |
| Bases | 1 x 10-8 | 8 | Claras de huevo |
| 1 x 10-9 | 9 | Levadura |
| 1 x 10-10 | 10 | Tums®antiácidos |
| 1 x 10-11 | 11 | Amoníaco |
| 1 x 10-12 | 12 | Caliza Mineral - Ca(OH)2 |
| 1 x 10-13 | 13 | Drano® |
| 1 x 10-14 | 14 | NaOH |
Bibliografia:
http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=58&l=s
Sales
Las sales se forman a partir de un ácido y un hidróxido. Es una reacción de neutralización en la que además de la sal se forma agua a partir de los H+ del ácido y los OH- de la base. Los ácidos pierden los H+ transformándose en un anión.
El metal del hidróxido sustituye a los hidrógenos y es un catión (tiene carga positiva). Es decir que en toda sal se pueden identificar un anión proveniente del ácido y un catión proveniente de la base.
Ejemplo:
Na2SO3
Na 2 ↗ ↙S O3 Si se descruzan los subíndices se tiene que la carga negativa (del anión ácido) es 2 y la positiva del metal es 1.
Es decir que el ácido del que proviene el anión tiene 2 hidrógenos. Si se desea hallar el número de oxidación para poder nombrarlo se tiene:
3.(-2) + S = - 2 (carga anión)
-6 + S = -2
S = -2 +6 = 4
El azufre actúa con número de oxidación 4, con la nomenclatura tradicional se trata de un sulfito.
Como el sodio tiene un único número de oxidación se nombra como SULFITO DE SODIO.
Otro ejemplo:
Fe (NO3)3 al descruzar se tiene FeIII (NO3) I
Lo que implica que el hierro tiene número de oxidación 3 y la carga del anión es 1. Nuevamente para averiguar el número de oxidación del no metal se plantea:
N + 3. (-2) = -1
N = -1 + 6
N = 5
Con la nomenclatura antigua se trata de NITRATO FÉRRICO
SALES BASICAS
Hidrólisis, tipo de reacción química en la que una molécula de agua, con fórmula HOH, reacciona con una molécula de una sustancia AB, en la que A y B representan átomos o grupos de átomos. En la reacción, la molécula de agua se descompone en los fragmentos H+ y OH-, y la molécula AB se descompone en A+ y B-. A continuación, estos fragmentos se unen proporcionando los productos finales AOH y HB. A este tipo de reacción se le conoce a menudo como doble descomposición o intercambio. De interés especial es la hidrólisis de diversas sales que origina disoluciones ácidas o básicas.
SALES DOBLES
Sulfato de aluminio, sustancia química sólida, cristalina y blanca, de fórmula Al2(SO4)3. La disolución de sulfato de aluminio es muy ácida. Se emplea para eliminar impurezas solubles del agua, antes de utilizarse en el consumo humano, en la fabricación de papel y en tintorería.
Se puede preparar haciendo reaccionar el hidróxido de aluminio con el ácido sulfúrico diluido:
2Al(OH)3(s) + 3H2SO4
(aq) ! Al2(SO4)3(aq) + 6H2O(l)
Al concentrarse y enfriarse esa disolución, se obtienen cristales blancos de sulfato de aluminio hidratado, Al2(SO4)3·18H2O.
El sulfato de aluminio se suele utilizar en sales dobles llamadas alumbres. Cuando disoluciones que contienen cantidades equimolares de sulfato de aluminio y de sulfato de potasio cristalizan, se forma una sal doble, llamada sulfato de aluminio y potasio, KAl(SO4)2·12H2O, que se utiliza como material incombustible. Pueden obtenerse alumbres similares reemplazando el sulfato de potasio por sulfato de amonio o un sulfato de cualquier metal del grupo 1 (excepto el litio). Los alumbres forman cristales octaédricos que son isomorfos, es decir, la disposición de los iones en la red del cristal es la misma sean cuales sean los iones metálicos implicados.
SALES ACIDAS
Fosfórico, Ácido, de fórmula química H3PO4, ácido que constituye la fuente de compuestos de importancia industrial llamados fosfatos. A temperatura ambiente, el ácido fosfórico es una sustancia cristalina con una densidad relativa de 1,83. Tiene un punto de fusión de 42,35 °C. Normalmente, el ácido fosfórico se almacena y distribuye en disolución. Se obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el sulfato de calcio. Otro modo de obtención consiste en quemar vapores de fósforo y tratar el óxido resultante con vapor de agua. El ácido es muy útil en el laboratorio debido a su resistencia a la oxidación, a la reducción y a la evaporación. Entre otras aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea como ingrediente de bebidas no alcóholicas, como pegamento de prótesis dentales, como catalizador, en metales inoxidables y para fosfatos que se utilizan, como ablandadores de agua, fertilizantes y detergentes.
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