Unidad 3 Compuestos Inorgánicos y Orgánicos
3.1. Clasificación
y propiedades de los compuestos inorgánicos
Clasificación de los compuestos inorgánicos y sus
mecanismos de reacción.
Se denomina compuesto químico inorgánico a todos aquellos compuestos que están formados por distintos elementos, pero en los que su
componente principal no siempre es el carbono,
siendo el agua el más abundante.
Los compuestos inorgánicos resultan de la combinación de varios
elementos que se enlazan químicamente.
Son todas las sustancias que en su forma base o en
sus derivados no hay presencia de carbono, estos compuestos pueden ser solubles
en agua y presentan altos puntos de ebullición y fusión. Se caracteriza porque
sus reacciones son casi siempre instantáneas, los principales agentes que
forman estos compuesto son (La energía solar, el oxígeno, el agua y el
silicio).
De acuerdo con los elementos que los forman, los
compuestos químicos inorgánico se clasifican por grupos que poseen la misma
característica y comportamiento. Estos grupos, llamados también funciones,
están estructurados de la siguiente manera:
Óxidos básicos, Óxidos ácidos o anhídridos, Hidruros,
Ácidos,
Sales.
3.2 Óxidos
Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos
de oxígeno (el cual, normalmente, presenta un estado de oxidación -2) y otros
elementos. Existe una gran variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3
principales estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso, a
temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables
con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran
variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace
varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes.
¿Cómo se formulan?
Los óxidos tienen
la siguiente formula, que se aplica a todas las combinaciones: X2On,
donde X es el símbolo del elemento, el 2 corresponde a la
valencia del oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es la
valencia del otro elemento, sea metal o no metal.
¿Cómo se nombran?
Para nombrar los
óxidos se utilizan las 3 nomenclaturas, la tradicional la Sistemática
y la Stock.
Tradicional
Óxidos Básicos
Provienen de la
combinación entre el oxígeno y un metal. 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:
Na2O------------------------------------Óxido
de Sodio.
Óxidos Ácidos
Provienen de la
combinación entre el oxígeno y un no metal. 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.
Ejemplo:
B2O3------------------------------------Óxido
bórico.
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.
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.
3.3. Hidróxidos
Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios
aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede
con los óxidos.
El hidróxido, combinación que deriva del agua por
sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal,
está presente en muchas bases. No debe
confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro
de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.
Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal
seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con
hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra
hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si
tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni (OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca (OH)2 es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).
Las disoluciones acuosas de los hidróxidos tienen
carácter básico, ya que éstos se disocian en el catión metálico y los iones
hidróxido. Esto es así porque el enlace entre el metal y el grupo hidróxido es
de tipo iónico, mientras que el enlace entre el oxígeno y el hidrógeno es
covalente. Por ejemplo:
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH-
Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Los
hidróxidos también se conocen con el nombre de bases. Estos
compuestos son sustancias que en solución producen iones hidroxilo.
En la clasificación mineralógica de Strunz se les suele englobar dentro del grupo de los óxidos, aunque hay
bibliografías que los tratan como un grupo aparte.
Los hidróxidos se clasifican en: básicos, anfóteros
y ácidos. Por ejemplo, el Zn (OH)2 es un hidróxido anfótero ya que:
- con
ácidos: Zn(OH)2 + 2H+ → Zn+2 + 2H2O
- con bases:
Zn(OH)2 + 2OH− → [Zn(OH)4]−2
3.4. Ácidos
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) 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 incluyen al ácido acético (en el vinagre),
y al 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. A las sustancias
químicas que tienen la
propiedad de un ácido se les denomina ácidas.
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
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) 
H3O+(ac) + OH-(ac)
H3O+(ac) + OH-(ac)
En
agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, 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 disolución acuosa el núcleo
de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ionhidronio, H3O+ 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.
Ácidos de Brønsted-Lowry
Aunque
el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también
está un poco limitado en su alcance. 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:
Ambas
teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH3COOH actúa
como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en agua, y actúa
como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el
CH3COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco
(NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius
de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de
Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras que
los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos
iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl)
y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl.
En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido
clorhídrico y existe como
cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes
reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:
1.) H3O+(ac)
+ Cl-(ac) + NH3 →
Cl-(ac) + NH+
4(aq)
4(aq)
2.) HCl(benceno) + NH3(benceno)
→ NH4Cl(s)
3.) HCl(g) + NH3(g)
→ NH4Cl(s)
Como
con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el
primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las
siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser
vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el
cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio
sólido en un solvente benceno, y
en la tercera, HCl gaseoso y NH3 se
combinan para formar el sólido.
Ácidos de Lewis
Un tercer concepto 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.
3.5. 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:
Na2SO3Na 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
3.6. Hidruros
Los hidruros son
compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento químico, pudiendo ser este metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los no
metálicos (hidrácidos).
Estado de oxidación
En un hidruro metálico el estado de oxidación del Hidrógeno es -1; mientras que en un hidruro
no metálico, el estado de oxidación del Hidrógeno es +1.
Hidruros no metálicos
Son compuestos formados por hidrógeno y un elemento no metálico. El no metal siempre
actúa con su menor número de valencia, por lo cual cada
uno de ellos forma un solo hidruro no metálico. Generalmente se encuentran en
estado gaseoso a la temperatura ambiente. Algunos manifiestan propiedades
ácidas, tales como los hidruros de los elementos flúor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio y telurio; mientras que otros no son ácidos,
como el agua,amoníaco, metano, silanos,
etc.
Hidruros
no metálicos de carácter ácido
Se formulan escribiendo
primero el símbolo del hidrógeno y después el del elemento. A continuación se
intercambian las valencias. Los elementos flúor, cloro, bromo y yodo se combinan con el hidrógeno con valencia 1, y los
elementos azufre, selenio y telurio lo hacen con valencia 2.
Se nombran añadiendo
la terminación uro en la raíz del nombre del no
metal y
especificando, a continuación, de
hidrógeno.
Ejemplos
Otros
hidruros no metálicos
Hidruros
metálicos
Ejemplos
CaH2 → hidruro de calcio
SrH2 → hidruro de estroncio
EQUIPO 3 INTEGRANTES
ØANABEL SUAZO MUÑOZ
ØJOSE FERNANDO MARTINEZ AGUILERA
ØMISAEL JIMENEZ
GARCIA
ØEDUARDO MARTAGON
ØJUAN EMMANUEL IPARREA RODRIGUEZ
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