ÓXIDOS BÁSICOS

Los óxidos básicos se forman por reacción del oxígeno con los metales. Como el oxígeno es muy electronegativo y los metales son electropositivos, la unión es iónica.

 2 Ca_(s) + O₂  ----------  2 CaO

Se escribe en primer lugar el metal por ser el menos electronegativo.

Nomenclatura

La nomenclatura antigua daba las terminaciones oso (menor valencia) e ico (mayor valencia) siempre que fuera necesario. Así por ejemplo los óxidos de hierro:

FeO : óxido ferroso

Fe₂O₃: óxido férrico

Numerales de Stock
Se nombran con la palabra óxido de ... seguido del nombre del metal aclarando con números romanos entre paréntesis el número de oxidación siempre que fuera necesario.

Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)

La nomenclatura sistemática es la recomendadada por la IUPAC:

Se utilizan prefijos para indicar la cantidad de átomos de cada tipo.

FeO : monóxido de hierro

Fe₂O₃: trióxido de dihierro

ÓXIDOS ÁCIDOS

Se forman por reacción de los no metales con el oxígeno. Debido a que la diferencia de electronegatividad es baja, las uniones son covalentes.

Ejemplo:

C_(s) + O₂ ------------ CO₂

Para plantear las reacciones debe tenerse en cuenta la atomicidad de las moléculas:

Oxígeno,  cloro, yodo, bromo, nitrógeno: moléculas di-atómicas (Cl₂, I₂, Br₂, N₂)

Carbono: monoatómica

Fósforo: tetra-atómica (P₄)

Azufre: octa-atómica (S₈)

Nomenclatura:

Antigua: diferencia entre óxidos básicos y  ácidos. A éstos últimos los nombra como anhídridos.  Se halla en desuso. También se los nombra como óxidos con los sufijos oso (menor número de oxidación) e ico (mayor número de oxidación) y si fuera necesario se utilizan los prefijos hipo y per.

Numerales de Stock:  Se los nombra como óxidos de… seguidos del nombre del elemento y entre paréntesis y en números romanos el número de oxidación siempre que tuviera más de uno.
N₂O₃ : óxido de nitrógeno (III)

Sistemática: es la propuesta por la IUPAC. No diferencia entra óxidos ácidos y básicos. Se utilizan prefijos para indicar cuántos átomos de cada clase se tienen.

Cl₂O monóxido de dicloro

Cl₂O₃  trióxido de dicloro

Cl₂O₅  pentóxido de dicloro

Cl₂O₇  heptóxido de dicloro

La mayoría de estos óxidos son gases. Probablemente el más conocido es el CO2 (dióxido de carbono). Los óxidos de azufre y nitrógeno al reaccionar con el agua a nivel atmósferico son los responsables de la lluvia ácida.

HIDRUROS NO METÁLICOS. HIDRÁCIDOS

Los hidruros no metálicos se forman por reacción de un no metal de los grupos VIA y VIIA con el hidrógeno. Las uniones son en general covalentes.

Los no metales actúan con el menor número de oxidación, es decir -2 para el grupo VI y -1 los del grupo VII.

La reacción es:

H₂ + Cl₂    -------→    2 HCl _(g)

Los hidruros no metálicos son gases.

Como en todos los compuestos binarios la fórmula puede obtenerse cruzando los números de oxidación.

Disueltos en agua manifiestan carácter ácido, son hidrácidos.

Nomenclatura

Se nombran asignando la terminación URO al no metal por ser éste más electronegativo que el hidrógeno.

Ejemplo:

HCl : cloruro de hidrógeno

H₂ S : sulfuro de hidrógeno

Si se hallan en disolución acuosa se nombran como ácidos asignando la terminación hídrico al no metal. (Nomenclatura tradicional)

Ejemplos:

HCl _(dis) ácido clorhídrico

H₂S _(dis) ácido sulfhídrico

Como se ve la fórmula es la misma, solo se encuentran disueltos en agua y no en estado gaseoso.

LOS OXÁCIDOS

Los oxácidos se obtienen por reacción  de un óxido ácido con el agua. Son compuestos ternarios que tienen la siguiente fórmula general:

H_xNO_y  siendo N un no metal. La cantidad de hidrógeno y oxígeno depende del número de oxidación del no metal por cuanto la suma total debe ser 0.

En el caso del ácido sulfúrico se tiene: 2 (+1) + 6 + 4. (-2) = 0

Es decir que el azufre actúa con el mayor número de oxidación (6). El  hidrógeno acá tiene +1  y el oxígeno -2.

Reacción de formación:

SO₃ + H₂O --------------- H₂SO₄

Nomenclatura:

Tradicional: 

Asigna la terminación oso al menor número de oxidación  e ico al mayor.  Si es necesario se utilizan los prefijos hipo y per. Esta nomenclatura sigue estando ampliamente difundida.

Ejemplos

HClO  ácido hipocloroso

HClO₂ ácido cloroso

HClO₃ ácido clórico

HClO₄ ácido perclórico

Numerales de Stock

Se nombran  ácido --- prefijo que indica cantidad de oxígeno y el no metal con la terminación ---- ico  ( ). Colocando entre paréntesis el número de oxidación del no metal.

HClO₂  ácido dioxoclórico (III)

HClO₃  ácido trioxoclórico (V)

Sistemática

Se indica la cantidad de oxígenos con el prefijo correspondiente  --- oxo  seguido del no metal con la terminación  --- ato de hidrógeno.

Ejemplos

H₂SO₄ tetraoxosulfato de dihidrógeno o tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno

HNO₃ trioxonitrato de hidrógeno

SALES OXIGENADAS

Las sales oxigenadas también llamadas oxisales  se forman por reacción de un hidróxido con un oxácido. 
Artículo completo en Sales Oxigenadas

LAS SALES ÁCIDAS

bicarbonato (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).

Ejemplos

H₃PO₄ + 3 NaOH →    Na₃ PO_{4 + 3} H₂O  sal neutra, se forman 3 moléculas de agua neutralizándose los 3 H⁺ del ácido

H₃PO₄ +2 NaOH   →   Na₂ HPO₄ + 2 H₂O sal mono-ácida, se forman 2 moléculas de agua neutralizándose 2 H⁺del ácido.

H₃PO₄ + 1 NaOH  →  Na H2 PO₄ + H₂O    sal di-ácida, se forma 1 molécula de agua neutralizándose 1 H⁺ del ácido.

Nomenclatura

Antigua

Se utilizan los prefijos bi o se intercala la palabra ácido(para un hidrógeno) y diácido para dos hidrógenos.

NaHCO₃ bicarbonato de sodio o carbonato ácido de sodio o carbonato de hidrógeno y sodio.

Na H2 PO₄ fosfato diácido de sodio

Sistemática

Se utilizan los prefijos para indicar cantidad de átomos

tetraoxosulfato de hidrógeno y sodio (NaHSO₄)

tetraoxofosfato de dihidrógeno y sodio (NaH₂PO₄)

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BALANCE DE ECUACIONES. MÉTODO IÓN ELECTRÓN (medio básico)

En general el procedimiento es el mismo que el balance en medio ácido, pero el balance de carga se realiza con OH^-.

Si se toma la reacción del permanganato de potasio con el arsenito de potasio en medio básico:

MnO₄^-  + AsO₂^-    →  MnO₂  + AsO₄^-3

Si se plantean las semirreacciones se tiene:

MnO₄^-  →  MnO₂

El número de oxidación del Mn pasa de  +7 a +4, es decir que gana 3 electrones.

MnO₄^-  + 3 e ^-  →  MnO₂

Al balancear con carga negativa y dado   que en los reactivos la carga total negativa es 4 y en los productos es 0, se agregan 4 OH^- del lado de los productos.

Se tiene entonces:

MnO₄^-  + 3 e ^-  →  MnO₂  + 4 OH^-

Para balancear la masa es necesario agregar 2 H₂O como reactivo

MnO₄^-  + 3 e ^-  + 2 H₂O  →  MnO₂  + 4 OH^-

La otra hemirreacción es:

AsO₂^-    →  AsO₄^-3

El arsénico pasa de +3 a +5, es decir que perdió  2 electrones.

AsO₂^-    →  AsO₄^-3  + 2 e^-

La carga negativa en los reactivos es -1 y en  los productos -5. Se balancea colocando 4 OH^- del lado de los reactivos.

AsO₂^-   + 4 OH^-  →  AsO₄^-3 + 2 e^-

Para balancear la masa es necesario agregar agua como producto.

AsO₂^-   + 4 OH^-  →   AsO₄^-3 + 2 e^- +2  H₂O

Para hallar la reacción global se deben sumar las dos hemirreacciones, igualando antes la cantidad de electrones perdidos y ganados.

3(AsO₂^-   + 4 OH^-        →  AsO₃^-3+ 2 e^- +2  H₂O)

2(MnO₄^-  + 3 e ^-  + 2 H₂O  ^-      →  MnO₂  + 4 OH^-)

3 AsO₂^-   + 12 OH^-  + 2 MnO₄^-  +4 H₂O   →  3 AsO₄^-3 +6  H₂O + 2 MnO₂  + 8 OH^-

Ajustando y simplificando:

3 AsO₂^-   + 2 MnO₄^-   + 4 OH^-    →  3 AsO₄^-3 +2  H₂O + 2 MnO₂