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FUNCIONES DE LA QUÍMICA INORGÁNICA 1. Ácido es 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 Bronsted y Martin Lowry, los que definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto denominado base. La palabra española «ácido» proviene del latín ácidus (pronunciado [ákidus] o [áchidus]), que significa ‘agrio’. Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas. Características El grupo polar carboxilo (ácidos orgánicos) presenta la característica de estar formado por un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo, lo que facilita que las moléculas de los ácidos formen asociaciones moleculares por puente de hidrógeno (formación de dímeros). Los puntos de fusión varían de un modo irregular, lo cual está relacionado con el modo de orientarse las moléculas cuando el compuesto adquiere el estado sólido. Los primeros miembros de la serie son solubles en agua, pero, a medida que aumenta la cadena carbonada, la solubilidad disminuye rápidamente. Propiedades de los ácidos • • • • • • • •

Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja. Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, 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 mas agua. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no 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. Usos Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. El ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola. Ácidos de Arrhenius

El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido: H2O(l) + H2O(l) está en equilibrio con H3O+(ac) + OH–(ac) En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H 2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H +(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en solución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H 3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH- en su estructura. Disociación y equilibrio Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA está en equilibrio con H++ A–, donde HA representa el ácido, y A–es la base conjugada. Los pares ácido-base conjugados difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos por la adición o eliminación de un protón (protonación y deprotonación, respectivamente). Obsérvese que el ácido puede ser la especie cargada, y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría ser descrito como HA + está en equilibrio con H++ A. En solución existe un equilibrio entre el ácido y su base conjugada. La constante de equilibrio K es una expresión de las concentraciones del equilibrio de las moléculas o iones en solución. Los corchetes indican concentración, así H 2O significa la concentración de H2O. La constante de disociación ácida Ka es usada generalmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El valor numérico de Ka es igual a la concentración de los productos, dividida por la concentración de los reactantes, donde el reactante es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H +. El más fuerte de los dos ácidos tendrá Ka mayor que el ácido más débil; la relación de los iones hidrógeno al ácido será mayor para el ácido más fuerte, puesto que el ácido más fuerte tiene una tendencia mayor a perder su protón. Debido al rango de valores posibles para Ka se extiende por varios órdenes de magnitud, más frecuentemente se utiliza una constante más manipulable, pKa, donde pKa = –log10 Ka. Los ácidos más fuertes tienen pKa menor que los ácidos débiles. Los valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa suelen presentarse en libros de texto y material de referencia. Fuerza de los ácidos La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H + y un mol de su base conjugada, A–, y nada del ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos

ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4). En agua, cada uno de estos se ioniza prácticamente al 100%. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón, H+. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la polaridad del enlace H-A. La fuerza de los ácidos suele ser discutida también en términos de la estabilidad de la base conjugada. Los ácidos más fuertes tienen Ka más alto, y pKa más bajo que los ácidos más débiles. Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluensulfónico (ácido tósico o tosílico). A diferencia del ácido sulfúrico mismo, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. En efecto, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, es un plástico sólido fuertemente ácido, que es filtrable. Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%. Algunos ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico, ácido mágico y ácido perclórico. Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua, para producir "sales" de oxonio iónicas, cristalinas. También pueden estabilizar cuantitativamente a los carbocationes. Aplicaciones Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil. Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes, y el zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y aplicando electrólisis. En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, los ácidos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres. El ácido acético, por ejemplo, es un líquido incoloro y de olor picante, que se produce a través de la oxidación del alcohol etílico y se utiliza en la síntesis de productos químicos. El ácido acrílico es soluble en agua, forma polímeros con facilidad y se aplica en la producción de materiales plásticos y pinturas. El ácido benzoico, en cambio, es un sólido que se utiliza en farmacias. Otro ácido sólido es el bórico, con usos antisépticos e industriales. Hay ácidos que son gases, como el clorhídrico, formado por cloro e hidrógeno. Se trata de una sustancia corrosiva, que se obtiene a partir de la sal común y que suele usarse disuelto en el agua. La desinfección (ácido fénico, ácido salicílico), el grabado de vidrio (ácido fluorhídrico) y la tintorería (ácido tartárico) son otras de las aplicaciones que se les otorga a los distintos ácidos existentes. Ácidos minerales comunes

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Halogenuros de hidrógeno y sus soluciones acuosas: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI). Oxoácidos de halógenos: ácido hipocloroso, ácido clórico, ácido perclórico, ácido peryódico y compuestos correspondientes al bromo y al yodo Ácido fluorosulfúrico Ácido nítrico (HNO3). Ácido fosfórico (H3PO4). Ácido fluoroantimónico Ácido fluorobórico Ácido hexafluorofosfórico Ácido crómico (H2CrO4).

Formación de ácidos Al reaccionar un no metal con el hidrógeno se forma un hidrácido. •

Cl2 + H2 → 2HCl

Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido. •

SO3 + H2O → H2SO4

2. Las Bases, presentan apariencia jabonosa. definición de Arrhenius señalaba que base es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar lugar a iones OH -. De esta forma se explica el comportamiento básico del NaOH. Y otro ejemplo claro es el KOH: •

KOH → OH- + K+ (en disolución acuosa)

Definiciones de base La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Arrehnius. La teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H +). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH -, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos. Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque la teoría de Lewis no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede ceder un par de electrones. El ión OH -, al igual que otros iones o moléculas como el NH 3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrehnius o la de Brönsted y Lowry son a su vez bases de Lewis. • •

Ejemplos de bases de Arrehnius: NaOH, KOH, Al(OH) 3. Ejemplos de bases de Brönsted y Lowry: NH 3, S2-, HS-.

Nomenclatura de bases Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion hidroxilo (OH -), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:

Fórmula

Tradicional

Stock

Cu(OH) Hidróxido cuproso Hidróxido de cobre (I)

Cu(OH)2 Hidróxido cúprico Hidróxido de cobre (II) Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina en oso y cuando se usa la mayor termina en ico. Formación de las bases Una base se forma cuando un óxido de un metal reacciona con agua: •

MgO + H2O → Mg(OH)2

igual es : •

Al2O3 + 3H2O → 2Al(OH)3

Propiedades de las bases • • • • • • • •

Cambian de color a los indicadores tratados previamente con ácidos. En disolución, presentan sabor amargo (a lejía); también destruyen los tejidos vivos y conducen la corriente eléctrica. Anulan ("neutralizan") el efecto de los ácidos. Generan precipitados (sustancias en fase sólida en el seno de un líquido) al ser puestas en contacto con ciertas sales metálicas (por ejemplo, de calcio y de magnesio). Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto. Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos. Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los ácidos. Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido.

Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud. Bases más Comunes • • • • • •

Soda cáustica (NaOH) El cloro de piscina (hipoclorito de sodio) Antiácidos en general Productos de limpieza Amoníaco (NH3) La leche de magnesia (hidróxido de magnesio), (Mg(OH)2)

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El bicarbonato de sodio El jabón y detergente (hidróxido de sodio).

3. Óxido. Compuesto binario de oxígeno con otro elemento. Los óxidos se han preparado básicamente con todos los elementos, excepto los gases nobles. A menudo, se pueden preparar óxidos diferentes de un elemento determinado. Cierto número de ellos existe en la corteza terrestre y en la atmósfera: dióxido de silicio (SiO2) en el cuarzo; óxido de aluminio (Al2O3) en el corindón; óxido de hierro (Fe2O3) en la hematita; dióxido de carbono (CO2) en forma de gas; y agua (H2O). Proceso de formación La mayor parte de los elementos reaccionan con oxígeno en condiciones apropiadas de presión y temperatura, y varios óxidos se pueden preparar directamente. Casi todos los metales reaccionan con el oxígeno lentamente a la temperatura ambiente ya que primero se forma una película de óxido que protege al metal. Los óxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos, exceptuados el berilio y el magnesio, son porosos cuando se forman en la superficie metálica y proporcionan poca protección contra la oxidación, aun a la temperatura ambiente. El oro es excepcional por su resistencia al oxígeno, y su óxido (Au2O3) se debe preparar por métodos indirectos. Los otros metales nobles, aunque suelen ser resistentes al oxígeno, reaccionan a temperaturas altas para formar óxidos gaseosos. Propiedades físicas de los óxidos Las propiedades físicas de los óxidos son extraordinariamente variadas. Algunos son gaseosos a temperatura ambiente, como el CO2; otros por el contrario son sólidos de elevadas temperaturas de fusión, como MgO y CaO y otros son líquidos a temperatura ambiente, como el agua. La solubilidad y el color varían de un óxido a otro. Clasificación de los óxidos •

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Óxidos básicos: Son formados por metales. El metal presente en su fórmula puede presentar carga eléctrica +1 y +2, o sea, poseer carácter iónico. Ejemplos: Na2O (óxido de sodio), BaO (óxido de bario). Óxidos neutros: Son compuestos por no metales. No reaccionan con agua, ácido o base, en razón del enlace covalente que une sus componentes; de ahí el por qué de ser llamados óxidos inertes. Ejemplos: monóxido de dinitrógeno (N2O) y monóxido de carbono (CO). Óxidos ácidos: También conocidos como anhídridos de ácidos, son formados por no metales y presentan carácter covalente. En la presencia de agua, producen ácidos y en la presencia de bases, origina sal y agua. Ejemplo: CO 2 (dióxido de carbono o gas carbono) y el SO2 (dióxido de azufre) Óxidos dobles o mixtos: La combinación de dos óxidos de un mismo elemento, da origen a este tipo de óxidos. Ejemplo: magnetita (Fe3O4), unión de los óxidos de hierro (Fe) y oxígeno (O). Óxidos anfóteros: Presentan ambigüedad, en la presencia de un ácido se comportan como óxidos básicos y en la presencia de una base, como óxidos ácidos. Ejemplos: óxido de aluminio (Al2O3 ) y el óxido de zinc (ZnO). Peróxidos: Compuestos que poseen en su fórmula el grupo (O 2)2- . Los peróxidos más comunes son formados por hidrógeno, metales alcalinos y metales alcalinos térreos. Ejemplos: agua oxigenada (H2O2) y peróxido de sodio (Na2O2).

Nomenclatura química Nombres Los óxidos pueden nombrarse de acuerdo a dos criterios: • •

Atendiendo al número de átomos representados en la fórmula química. Este se usa preferentemente para nombrar los óxidos no metálicos. Expresando el número de oxidación del elemento químico, unido al oxígeno en el óxido cuando este es variable. Este se usa preferentemente para nombrar los óxidos metálicos.

Óxidos no metálicos Para nombrar los óxidos no metálicos se utilizan los prefijos mono, di, tri, tetra, etc, según el número de átomos de cada elemento en la fórmula química. Estos prefijos se colocan delante de la palabra genérica óxido y del nombre del elemento no metálico, precedido este ultimo de la preposición "de". El prefijo "mono", delante del nombre del no metal, suele omitirse. Ejemplos: Dióxido de nitrógeno (NO2), decaóxido de tetrafósforo (P4O10), N2O Óxido de dinitrógeno, NO Monóxido de nitrógeno, N2O3 Trióxido de dinitrógeno, N2O4 Tetraóxido de dinitrógeno, CO Monóxido de carbono, CO2 Dióxido de carbono, Cl2O7 Heptaóxido de dicloro

Propiedades físicas

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No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones.

Obtención Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con el oxigeno. Se denominan también anhídridos y muchos de ellos son gaseosos. C (s) + O2 (g) = CO2 (g) Reacción de los óxidos no metálicos con el agua Cuando los óxidos metálicos reaccionan con el agua forman ácidos, por lo que se le llaman también óxidos ácidos. CO2 (g) + H2O = H2CO3 (ac) Los Acidos se pueden también reconocer por el cambio de color de un indicador ácidoBase como el papel tornasol. Las disoluciones ácidas tornan el papel tornasol azul a un color rosado al entrar en contacto con ella. Aplicaciones El dióxido de carbono CO2 suele formar parte de la composición del liquido de extintores para apagar incendios.

Óxidos metálicos Para nombrar los óxidos metálicos se escribe la palabra genérica óxido, seguida de la preposición "de" y a continuación el nombre del elemento metálico. Cuando el elemento metálico tiene más de un número de oxidación, se coloca un número romano entre paréntesis, después del nombre, indicando el valor de este. Otros criterios Hay autores que utilizan otros criterios para nombrar óxidos y para ello utilizan 3 nomenclaturas: tradicional, sistemática y stock. Sistemática Los óxidos, tanto ácidos como básicos se nombran escribiendo delante de la palabra óxido y del nombre del elemento, unos prefijos que indican el número de átomos del mismo elemento que tiene en esa molécula.

La nomenclatura se aplica a la fórmula que ya está simplificada. El prefijo "mono" puede suprimirse; esto significa que si un elemento no tiene prefijo solo interviene un átomo de ese elemento en la misma fórmula. Ejemplos: Cl2O7 (heptóxido de dicloro); P2O5 (pentóxido de difósforo). Stock Los óxidos, tanto ácidos como básicos se nombran mediante las palabras "óxido de", seguida del nombre del elemento y un paréntesis donde se pone la valencia del elemento en números romanos, tal y como estaba al principio sin simplificar. Si un elemento tiene solo una valencia no se pone paréntesis. Ejemplos: Fe2O3 - óxido de hierro (III); SO3 - óxido de azufre (VI); FeO - óxido de hierro (II); Na2O - óxido de sodio; CrO3 Óxido de cromo(VI); CaO Óxido de calcio

Tradicional Para los óxidos básicos: •

Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia, se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina. Ejemplos: CaO (óxido de calcio); Na2O (óxido de sodio).

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Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actúa con la valencia menor y en ico cuando actúa con la valencia mayor y se le quita el prefijo "de".

Ejemplos: FeO (óxido ferroso, el hierro tiene en este caso valencia 2); Fe2O3 (óxido férrico, el hierro tiene en este caso valencia 3). Para los óxidos ácidos: •

Si el no metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina acabado en ico. Ejemplos: B2O3 - óxido bórico.

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Si el no metal con el que se combina tiene dos o más valencias, se ponen al nombre las siguientes terminaciones:

Ejemplos: Br2O5 (óxido brómico); Cl2O7 (óxido perclórico). Notación química Fórmulas Al escribir la fórmula química de los óxidos no metálicos, se escribe primero el símbolo del elemento no metálico y a continuación el del oxígeno. Se colocan subíndices de acuerdo con el número de átomos que hay de cada elemento químico.

Para escribir la fórmula química de los óxidos metálicos se debe conocer el número de oxidación del elemento metálico y recordar que el del oxígeno es siempre 2-.Con estos datos se procede de la forma siguiente:

Este procedimiento también es aplicable a los óxidos no metálicos. Aplicaciones de los óxidos Desde tiempos remotos, el hombre se dedicaba a pintar sobre las rocas y las paredes de las cuevas que habitaba, para lo cual empleaba suspensiones acuosas u oleaginosas de sustancias coloreadas. Muchas de estas sustancias eran óxidos. El uso de los óxidos (naturales en la mayoría de los casos) para la fabricación de pinturas, llega hasta nuestros días. Algunos de los óxidos que se emplean son: • • • • • • • • •

ZnO ------ Blanco de zinc, Blanco de China, Blanco de Nieve, Lana Filosófica, Espartalina, Pomfolix. TiO2 --------- Blanco de titanio Sb2O3 ------- Blanco de antimonio Pb3O4 --------Minio, Rojo de París, Cinabrio de Saturno. Cr2O3 --------Óxido de cromo verde Co3O4 --------Negro cobalto Cu2O -------Oxido Cuproso, Cobre Rojo, Cuprita Fe2O3 ---------Hematites Roja, Minio de Hierro, Magisterio de Marte, Moreno de Van Dick, Almagre, Calcotar, Azafrán de Marte Fe3O4--------- Magnetita, Azafrán de Lemery

Aplicaciones concretas •

La sílice (cuarzo), en sus múltiples variedades (ágata, amatista, ónice, cristal de roca, etc.), se emplea para fines ornamentales. Las arenas silíceas son materia prima para la fabricación de vidrio. El cuarzo se emplea para la fabricación de materiales de construcción (cemento, hormigón, etc.).

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Los óxidos de arsénico se usan en la industria del vidrio. También se emplean para la preparación de venenos, colorantes y productos agroquímicos. En medicina se administran pequeñas dosis para ciertos tratamientos. El óxido de cobre rojo (cuprita) se añade a los vidrios para darles coloración roja. El óxido de magnesio (periclasa, magnesia calcinada) sirve para la preparación de carbonatos básicos de magnesio y de morteros resistentes al agua. Su uso mayoritario está en la fabricación de materiales refractarios. Se utilizan en la fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez de estómago. Se usa como antídoto para muchos tipos de intoxicaciones. El óxido de cinc natural (cincita) se emplea el producto sintético, tanto para la fabricación de pinturas y colorantes, como para la preparación de pomadas antisépticas y productos de cosmética. Los óxidos de aluminio, además de ser mena de aluminio, son empleados como gemas (zafiro, rubí). El esmeril (variedad del corindón) se emplea para trabajar metales y aleaciones de gran dureza. En la industria cerámica se emplean bolas de alúmina para la molienda de cuarzos y feldespatos. Los óxidos de plomo son minerales raros y por lo tanto se emplean los obtenidos por síntesis. Se usan en la fabricación de vidrio (vidrio de calidad), en la fabricación de sales de plomo y colorantes diversos. Los óxidos de bismuto se usan como colorantes en pinturas y esmaltes. También sirven para la fabricación de vidrios de calidad óptica. Los óxidos de manganeso son menas de este metal. La pirolusita se usa como colorante en la industria del vidrio, pues al oxidarse a permanganato toma coloración violeta. El color violeta es complementario del amarillo y elimina tal coloración en los vidrios que contienen hierro Fe +3. También se emplea para la fabricación de pilas secas y en la obtención del cloro. El óxido mercúrico (montroidita), dada su rareza, no se usa en estado natural, si no que se obtiene artificialmente. Se utiliza en medicina para la preparación de pomadas de uso oftalmológico y dermatológico.

4. Sales. Sustancias muy difundidas en la naturaleza. Las sales más conocida por el hombre son el cloruro de sodio (sal de cocina), NaCl; el carbonato de calcio (mármol), CaCO3 y los fertilizantes cloruro de potasio (KCl) y nitrato de potasio, KNO 3. Definición Las sales son compuestos resultantes de la combinación de un metal con otro elemento no metálico o con un radical ácido Ejemplo: • • • • •

Sulfato de calcio, CaSO4 Sulfuro de plomo (II), PbS Fosfato de calcio, Ca2(PO4)2 Floruro de calcio, CaF2 Sulfuro de cinc, ZnS

Clasificación

Atendiendo a su composición se clasifican en sales binarias y sales ternarias u oxísales. Existen otros tipos de sales que son compuestos cuaternarios, como el hidrogeno carbonato de sodio; NaHCO3. Las sales binarias son compuestos formados por un elemento metálico y uno no metálico, excepto el oxígeno y el hidrógeno Ejemplo: El cloruro de sodio, NaCl y el sulfuro de plomo (II), PbS. Las ternarias u oxísales son compuestos formados por un elemento metálico, uno no metálico y el oxígeno. Ejemplo: El carbonato de calcio, CaCO 3 y el sulfato de cobre (II), CuSO4. Propiedades de las sales •

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A temperatura y presión ambiente las sales son sólidos cristalinos de relativamente elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Esto se debe a la fuerte atracción electrostática que une a los iones que constituyen el cristal. Muchas se disuelven a temperatura ambiente con gran facilidad. Otras necesitan temperaturas altas para disolverse. Atendiendo a la masa de sal que se disuelve en una masa determinada de disolvente, generalmente agua, las sales se clasifican en solubles, poco solubles y prácticamente insoluble. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica (aisladores). En estado líquido (fundidas) o disueltas en agua si permiten el paso de la corriente eléctrica. Al igual que todas las sustancias son eléctricamente neutras, por esta razón la suma de las cargas eléctricas de las cationes (+) y de los aniones (-) es igual a cero. En las sales ternarias iónicas los cristales están formados por cationes metálicos y por aniones constituidos por más de un elemento químico, uno de es el oxígeno. En estos aniones los enlaces entre los átomos de los elementos no metálicos y el oxígeno son covalentes. Las sales, a la temperatura ordinaria, son siempre sólidas, con la excepción del cloruro estánnico, el cual se asemeja en sus propiedades físicas a un cloruro de un no metal. Las sales, con pocas excepciones, están casi completamente disociadas en solución acuosa, por lo que se pueden considerar como electrólitos fuertes, independientemente de la fuerza del ácido y de la base de que derivan. Tanto en solución como fundidas son buenas conductoras de la electricidad. Las propiedades de las sales son, en general, aditivas, debido a su gran concentración iónica en solución.

Nomenclatura química y notación de las sales Nomenclatura química de las sales binarias: Para nombrar estos compuestos se escribe el nombre del elemento no metálico terminado en uro seguido de la preposición de y a continuación el nombre del elemento metálico. Si este último tiene más de un número de oxidación, entonces se aclara su valor con un número romano entre paréntesis.

Notación química de las sales binarias: Para escribir la fórmula química de las sales binarias es necesario conocer el símbolo y el número de oxidación del elemento metálico y del no metálico que forman la sustancia en cuestión. Con estos datos puede procederse de la forma siguiente:

Nomenclatura química de las sales ternarias u oxisales. Para nombrar las oxisales se nombra el ión poliátomico seguido de la preposición de y a continuación el nombre del elemento metálico. Cuando este último tiene más de un número de oxidación se especifica el valor del mismo al igual que en las sales binarias.

Principales aniones poliatómicos oxigenados

Notación química de las sales ternarias u oxisales: Para escribir la fórmula química de las oxisales se procede de la forma siguiente:

Obtención de las Sales La mayoría de las sales binarias pueden obtenerse por la reacción directa de un metal con un no metal bajo diferentes condiciones. Estas reacciones son de oxidación reducción donde el metal es el agente reductor y el no metal el agente oxidante. Las oxisales pueden considerarse como el producto de la reacción entre óxidos metálicos y los óxidos no metálicos. Estas reacciones no son de oxidación reducción. Otras formas de obtener sales. Entre los métodos generales de obtención de sales pueden citarse los siguientes: 1. -La acción de los ácidos sobre los metales. Ejemplo: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 8

HNO3 + 3Cu = 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2. La neutralización de un ácido mediante un óxido o un hidróxido. Ejemplo: NaOH + HCI = NaCI + H2O. 3. La doble descomposición o intercambio iónico entre dos sales, distintas de la que se desea obtener, o entre sales y ácidos. Ejemplo: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCI AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3. Aplicaciones de las sales

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Las sales han sido utilizadas por el hombre desde épocas remotas. Es difícil encontrar una industria química actual o en un proceso productivo donde de una forma u otra no se utilice algunos de estos compuestos. Las sales son muy utilizadas en la agricultura, en la medicina y en la industria en general. Su aplicación se basa en sus propiedades. Debido a la propiedad de algunas sales de ser higroscópicas (sustancias que absorben vapor de agua) como el cloruro de calcio, estas se utilizan como desecantes. El sulfato de magnesio en disolución acuosa tiene propiedad laxativa por lo que se utiliza como laxante. Los sueros fisiológicos son disoluciones de cloruro de sodio. Los iones sodio, potasio y cloruro, ayudan a mantener el correcto funcionamiento de las células del organismo. Los nitratos de potasio y calcio son utilizados como fertilizantes debido a su gran solubilidad. El sulfato de hierro (III) y el cloruro de sodio se utilizan como desinfectante. El sulfato de cobre (II) se emplea para combatir las plagas en las plantaciones. En la técnica estas se utilizan en la obtención del vidrio, como colorante y en la fabricación de otros muchos productos. La piedra caliza, formada fundamentalmente por carbonato de calcio y carbonato de magnesio se utiliza como materia prima para la obtención de óxido de calcio o cal viva.

Fuentes • • • • •

BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993). Química la ciencia central. México: Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición. Chang, Raymond. (1998). Química. México: McGraw-Hill. Sexta Edición. Ebbing, Darrell D. (1996). Química General. México. McGraw-Hill. Quinta edición Whitten, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química General. España: McGrawHill. Quinta edición Petrucci, R. H. (1977). Quimica general. México: Fondo Educativo Interamericano