Amidas

Las amidas son derivados funcionales de los ácidos carboxílicos, en los que se ha sustituido el grupo —OH por el grupo —NH2, —NHR o —NRR', con lo que resultan, respectivamente, las llamadas amidas primarias, secundarias o terciarias, que también se llaman amidas sencillas, N-sustituidas o N-disustituidas.

Nomenclatura

Las amidas primarias se nombran sustituyendo la terminación oico o ico del nombre sistemático o vulgar, del ácido del que derivan, por el sufijo amida. En las amidas sustituidas se antepone al nombre anterior el de los radicales sobre el nitrógeno, precedidos de la letra N. Ejemplos:
metanamida(formamida)
N-metiletanamida(N-metilacetamida)
N,N-dietilbenzamida

Propiedades físicas

El grupo funcional amida es bastante polar, lo que explica que las amidas primarias, excepto la formamida (p.f.=2,5 ºC), sean todas sólidas y solubles en agua. Sus puntos de ebullición son bastante más altos que los de los ácidos correspondientes, debido a una gran asociación intermolecular a través de enlaces de hidrógeno, entre el oxígeno negativo y los enlaces N—H, mucho más polarizados que en las aminas. Los puntos de fusión y de ebullición de las amidas secundarias son bastante menores, debido principalmente al impedimento estérico del radical unido al nitrógeno para la asociación. Como es natural, las amidas terciarias (sin enlaces N—H) no pueden asociarse, por lo que son líquidos normales, con puntos de fusión y de ebullición de acuerdo con su peso molecular.

Obtención

Las amidas pueden obtenerse a partir de halogenuros de alquilo por reacción con amoniaco, aminas primarias o secundarias, con lo que resultan amidas primarias, secundarias o terciarias, respectivamente. Por ejemplo:
CH3—CO—Cl +
2 CH3—NH2
CH3—CO—NH—CH3 +
CH3—NH3+
Cl-
cloruro de acetilo
metilamina
N-metilacetamida
cloruro de metilamonio

Reacciones

Las reacciones químicas de las amidas son las generales de los derivados funcionales de ácidos carboxílicos, si bien son entre éstos, de los compuestos menos reactivos. Así, por ejemplo, la reacción de hidrólisis suele ser muy lenta, por lo que hay que llevarla a cabo calentando y en medios ácidos o básicos; su mecanismo es análogo al de la hidrólisis de los ésteres.
Por otra parte, las amidas tienen también algunas reacciones químicas parecidas a las de las aminas, siendo la más análoga la reacción con ácido nitroso, con el que los tres tipos de amidas se comportan igual que las aminas.
Entre las amidas merece citarse la carbodiamida o urea, que puede considerarse como la diamida del ácido carbónico:
H2N—O—NH2
urea
Es el producto de excreción nitrogenado más importante, tanto en el hombre como en los animales. Por otra parte, tiene también un gran interés técnico, por su utilización como abono, así como en la industria farmacéutica, y sobre todo para la fabricación de resinas y materiales plásticos.

TEMA DE INTERES:EL ATOMO Y SUS MODELOS

ATOMO
En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas

Evolución del modelo atómico

Los elementos básicos de la materia son 3.
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
Diferencia entre los bariones y los mesones.
Diferencia entre fermiones y bosones.
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.

Modelo de Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas . Este primer modelo atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

Modelo de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).

Detalles del modelo atómico
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Modelo de Rutherford

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.

Modelo de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)
Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.
Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.

Modelo de Schrödinger: modelo actual

Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno y oxígeno.
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mejorar el suelo

Mejorar el suelo, mejora de suelos

El suelo ideal
- Suelto (ni arcilloso, ni demasiado arenoso, sino intermedio, franco).- Profundo (que no haya debajo hay una capa rocosa o impenetrable para las raíces).- Rico en materia orgánica y nutrientes minerales.- Con un buen drenaje (que no acumule agua en exceso). - Y con un pH entre 6 y 7.
Suelo poco profundoSi el suelo es poco profundo para las raíces, añade tierra vegetal para recrecer el nivel del terreno.
Suelo arcilloso Suelo arcilloso Si el suelo es arcilloso, pesado, que se enfanga, se mejora aportando arena y especialmente, materia orgánica (compost, turba, estiércol, mantillo, humus de lombriz).
Suelo arenosoArenoso Si el suelo es arenoso, seco, que retiene poca agua... también se mejora mezclando la capa superior con material orgánico (unos 100 kilos por cada 100 m2 de turba, compost, mantillo...) e incluso, añadiendo algo de tierra arcillosa.
Suelo pobre Compost Si el suelo es pobre se echa materia orgánica año tras año y/o fertilizantes minerales.
Suelo ácidoSi el suelo tiene un pH muy ácido (pH<5,5) escasearán algunos nutrientes esenciales para las plantas como Calcio, Magnesio, Fósforo, Molibdeno y Boro y la estructura no suele ser buena. El pH se sube incorporando caliza molida. Dosis: 15-20 Kg. por cada 100 metros cuadrados a aportar en otoño y se entierra labrando. Incorporación de caliza (encalado)
Suelo básicoSi el suelo es básico o alcalino (pH>8) es muy probable que escaseen el Hierro, Manganeso, Zinc, Cobre y Boro. Las plantas acidófilas y otras plantas sensibles a estas carencias, como el Naranjo, el Hibisco, etc., amarillearán y darán pocas flores por carencia de Hierro (clorosis férrica). Solución: bajar el pH y así se liberan los nutrientes insolubilizados en el suelo. Materiales para bajar el pH: * Sulfato de hierro: se aplica al suelo. * Turba rubia: es un material muy ácido (ph=3,5), que baja el pH de la tierra. Dosis: 1 kg de turba rubia por metro cuadrado. A los 2 ó 3 años se debe repetir el tratamiento. * Azufre en polvo: es lo que sale más económico si hay que acidificar parcelas grandes, por ejemplo, todo el jardín o todo el huerto. Se mezcla con los primeros 25-30 cm. de tierra 90 gramos de azufre en polvo por m2. Aplicación durante el otoño para que en primavera se note el efecto. A los 2 ó 3 años se debe repetir el tratamiento.Además de bajar el pH, aplica al suelo un fertilizante especial, rico en hierro llamado quelatos de hierro y quelatos de otros micronutrientes, como el manganeso, cobre, zinc, etc. para las posibles carencias.
Mal drenajeLos suelos con mal drenaje, es decir, que se encharcan fácilmente, se mejoran con algunas de estas acciones:- Instalar tubos de drenaje. - Dar pendientes al terreno para evitar charcos.- Aportar arena: 2 ó 3 metros cúbicos por cada 100 m2 de superficie o más. - Aportar materia orgánica al suelo: lo esponja y airea.- Elegir especies que resistan las condiciones asfixiantes. Por ejemplo, las que van bien en la siguiente lista.

acidez en el suelo

Una situación muy común en huertos y jardines es la disparidad en el desarrollo de algunas especies, que presentan muy diferentes resultados de producción y desarrollo. Si su parcela se encuentra en ese caso, es posible que usted haya observado que mientras las leguminosas se dan de manera óptima, algunas gramíneas no llegan a producciones satisfactorias, o viceversa. Las causas son muy variadas. Entre ellas, una de las más decisivas es el nivel de acidez del suelo o "pH", factor de suma importancia cuando se trata de cultivos comerciales. Para adoptar resoluciones al respecto, es preciso comenzar con un análisis del suelo, y si dicho nivel es distinto del que la especie a producir necesita, es imperativo practicar una enmienda orientada a corregir el problema específico.
El control de esta reacción es fundamental, puesto que el pH influye directamente en la solubilidad y asimilación de los elementos que nutren a las plantas. Si la acidez del suelo es mucha -un pH inferior a 5,6-, el fósforo se combina con compuestos de aluminio y fierro, formando otros que no son asimilables por las plantas.
En cambio la otra situación extrema, de una reacción alcalina con un pH 8,0 o más, implica que la absorción disminuye igualmente, debido a que se forman compuestos de fosfatos tricálcicos que difícilmente pueden asimilar las plantas. El nivel de mejor asimilación está en el pH neutro; es decir, alrededor de 7,0 (entre 6,5 y 7,5).
Otros nutrientes que también son sensibles a la reacción del suelo son los elementos menores, como el fierro, manganeso y zinc, que pueden ser bien aprovechados con un pH alto.
Aplicación de cal en los suelos con acidez
Las plantas en general tienen una amplia tolerancia a la acidez del suelo, aunque cierto grupo de especies tiene mayor aceptación que otras, así como las hay que se adaptan mejor en medios alcalinos. Las leguminosas -poroto, arveja, lenteja, trébol, alfalfa y otros- pertenecen al grupo de plantas que requieren neutralidad para su mejor desarrollo y se benefician con la aplicación de cal en suelos ácidos. En cambio la papa, el trigo y la avena, por nombrar algunas, no mejoran su producción con las aplicaciones de cal.
Los microorganismos del suelo que tienen incidencia en la nitrificación y formación del humus, requieren de una reacción apropiada, razón por la cual la aplicación de cal en los suelos ácidos permite una mejor transformación de la materia orgánica y la producción de nitratos necesarios para las plantas.
La aplicación de cal permite, asimismo, "soltar los suelos arcillosos", formando folículos o grumos, creando condiciones favorables para los vegetales en el suelo.
Si el pH del terreno es de 6,0 o menos, debe aplicarse cal para llevarlo a una acidez neutra de 6,5 a 7,5. En este caso se encuentran los de Malleco hacia el sur, aunque también es frecuente hallarlos en la zona central y en la cordillera de la costa. En el país, la cal empleada se comercializa como "carbonato de cal", "óxido de cal" o como "hidróxido de cal".
Para asegurar un uso correcto de esta enmienda en cuanto al tipo y cantidad de cal necesario para corregir un suelo ácido, es necesario consultar a un técnico.
No está de más señalar que, al momento de aplicar, la cal debe mezclarse bien con el suelo, aprovechando las labores de aradura, cruza y rastraje, con anticipación a las siembras. Una distribución uniforme se logra más eficientemente con máquinas encaladoras, cuando se trata de superficies considerables, de una o más hectáreas.
Suelos alcalinos
Así como el calcio es elemento principal de las enmiendas destinadas a disminuir la acidez de los suelos, el azufre es de importancia fundamental para la corrección de la alcalinidad.
Las principales enmiendas para suelos alcalinos son el azufre, el sulfato de aluminio y el yeso o sulfato de calcio. Al igual que en otros tipos de enmienda, el tipo y la cantidad se determinan a través de un análisis y la correspondiente asesoría técnica, para que la corrección se realice en forma precisa y oportuna.
El empleo de este tipo de productos es mucho menos usual que la utilización de enmiendas calcáreas, debido a que los suelos alcalinos son poco comunes y a que algunos de los materiales acidificantes tienen mayor costo que las cales. Por fortuna, una vez que se tía completado el proceso de corregir el suelo, a veces por etapas, la solución es duradera, a menos que se use la tierra en cultivos que paulatinamente lo desestabilicen. De ser necesario, con la aplicación de estas medidas usted podrá modificar sus resultados productivos; obtener buenos ejemplares ornamentales y, en general, conocer y controlar los factores que determinan la cubierta vegetal de su terreno.

alimento de las plantas

Los vegetales absorben por la raíz el agua y las sales minerales que hay en la tierra. Estas sustancias forman lo que se llama savia bruta. La savia bruta sube por el tallo hasta llegar a las hojas.
En las hojas, los productos resultantes de la fotosíntesis, sufren una serie de reacciones y dan lugar a la savia elaborada.
La savia elaborada circula por toda la planta, sirviendo de alimento a la planta y, además, se almacena como reserva (almidón).

balanceo

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos
El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con −1
El Oxigeno casi siempre trabaja con −2
Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0
Balanceo de Ecuaciones Redox: Metodo Ión-Electron
En el método de ión-electrón(conocido también como método de medida reacción), la reacción total se separa en medias reacciones que se balancean y suman por separado. Aunque este método es un poco más complicado que el método de oxidación, se apega más a la realidad para reacciones de redox en soluciones acuosas. El método ión-electrón reconoce no sólo un elemento sufre un cambio sino la molécula o ion completo. Este método también proporciona las bases apropiadas para el estudio de la electroquímica, en la que intervienen aplicaciones de medias balanceadas.
Las reglas para balancear ecuaciones son un poco diferentes en solución ácida[con iones H+ (ac)], que en solución básica [con iones OH-(ac)].
Ambos casos se toman por separado, estudiando primero las reacciones en solución ácida. Para simplificar las ecuaciones, se balancean sólo las ecuaciones iónicas netas.
El balanceo en una solución acuosa ácida se ilustra por medio de la siguiente ecuación no balanceada:

ejemplos de metodo de tanteo

Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO44 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H22SO24 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N 2 O 5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N 2 O 5 2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N 2 O 5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N 2 O 5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos
HCl + Zn Zn Cl 2 H2
2HCl + Zn Zn Cl 2 H2
K Cl O 3 KCl + O2
2 K Cl O 3 2KCl + 3O2

obtencion de sales

Las s. son compuestos resultantes de la combinación de un metal con otro elemento no metálico o con un radical ácido, y que se consideran como producidas por sustitución del hidrógeno de los ácidos por átomos metálicos. Las s. resultan, pues, de la sustitución de uno o más átomos de hidrógeno de un ácido por átomos metálicos o radicales electropositivos. La s. común, de la que se deriva este nombre genérico, es el cloruro sódico, CINa, en cuya fórmula el sodio (v.) ocupa el lugar del hidrógeno del ácido clorhídrico (v. III). Otros ejemplos de s. son el sulfato cúprico, S04Cu, en el que el cobre (v.) ha sustituido al hidrógeno del ácido sulfúrico, S04H2, o el nitrato potásico, N03K, en el cual el hidrógeno del ácido nítrico ha sido reemplazado por el potasio (v.). Algunas s. contienen radicales en lugar de átomos metálicos, como el cloruro amónico, CINH4. Las s. son compuestos de enlace iónico, es decir. enlace por transferencia de electrones, a diferencia del enlace covalente, que se hace por compartimiento de electrones (v. ENLACES Químicos 3); en ellas, el metal cede electrones al radical ácido. Por esto, cuando se encuentran fundidas o en solución, conducen la corriente eléctrica, como conductores de segunda clase, o sea, descomponiéndose en sus iones. A los conductores de segunda clase (s., ácidos y bases) se les llama también electrólitos, y, como hemos dicho, se descomponen al paso de la corriente eléctrica (v. ELECTRóLISIS; ELECTROQUIMICA). Se llaman iones a los grupos o radicales que transporta la corriente al atravesar los líquidos con electrólitos en solución. Los iones se dividen en aniones y cationes; se llaman aniones los iones que, por ser de carácter negativo, se dirigen al polo positivo o ánodo; se llaman cationes los iones que, por ser de carácter positivo, van al polo negativo o cátodo. En los ácidos (v. ÁCIDOS I), el hidrógeno metálico es el catión, y el residuo ácido es el anión. En las bases (v. ÁCIDOS I), el radical oxhidrilo, OH-, es el anión, y el metal es el catión. En las s., el metal es el catión, y el residuo ácido es el anión. Las propiedades de las s. varían ampliamente y son, en general, las de los iones que contienen. Así, el cloruro sódico se comporta en muchas ocasiones y circunstancias como las demás s. sódicas pero, por otro lado, también presenta grandes analogías con otros cloruros. Las s. se denominan de acuerdo con el metal y el radical que las forman; la terminación -uro se emplea para las s. binarias, es decir, los compuestos formados por dos elementos, por ej., el cloruro sódico, CINa. Los nombres de las de más s. terminan en -ato y en -ito si se derivan de un ácido cuyo nombre acabe en -ico o en -oso, respectivamente. Así, el S04Na2 se denomina sulfato sódico porque deriva del ácido sulfúrico, y el S03Na2 sulfito sódico porque proviene del ácido sulfuroso. Muchas s. tienen aplicaciones muy importantes, que se describen al tratar del metal que contienen. Los métodos empleados para preparar las s. dependen de la disponibilidad de las materias primas necesarias en cada caso y de la mayor o menor facilidad con que la s. puede separarse de los productos secundarios formados al mismo tiempo que ella. Entre los Métodos generales de obtención de sales pueden citarse los siguientes: 1) La combinación directa de sus elementos, para las binarias: S+Zn --> SZn. 2) La acción de los ácidos sobre los metales: S04H2+Zn --> S04Zn+H2, o bien: 8 N03H+3 Cu --> 3 (NO3)2Cu+2 NO +4 H20 3) La neutralización de un ácido mediante un óxido o un hidróxido: NaOH+CIH ---> CINa+H20. 4) La doble descomposición o intercambio iónico entre dos s., distintas de la que se desea obtener, o entre s. y ácidos: S04Na2+C12Ba -> S04Ba+2 CINa, o bien N03Ag+C1H ---> ClAg+N03H. 1. Clases de sales. Pueden clasificarse en normales, ácidas, básicas y mixtas. Las sales ácidas se obtienen mediante sustitución de sólo una parte del hidrógeno reemplazable del ácido que tiene dos o más hidrógenos sustituibles por metales. Así, p. ej., de los dos hidrógenos del ácido sulfúrico, puede reemplazarse por el sodio uno sólo para obtenerse el bisulfato sódico o sulfato ácido de sodio, S04HNa, que es una s. ácida, o los dos, y entonces resulta el sulfato sódico, S04Na2, que es una s. normal. En el caso del ácido ortofosfórico, PO4H3, pueden derivarse tres s. diferentes: el fosfato monosódico, P04H2Na, el disódico, P04HNa2, y el trisódico, P04Na3. Las s. ácidas pueden prepararse por neutralización incompleta de un ácido o por la acción de un ácido fuerte sobre una s., p. ej.: NaOH+S04H2 -~ S04HNa+H20 CINa+S04H2 -~ S04HNa+CIH. Las sales normales se forman por sustitución con átomos metálicos de todos los hidrógenos reemplazables en un ácido. Las s. normales no tienen hidrógeno reemplazable por metales. Ejemplo de estas s. son el cloruro sódico, CINa, el nitrato potásico, N03K, el carbonato cálcico: C03Ca, el nitrato amónico, N03(NH4), etc. Estas s. están formadas por iones distintos del H+ y el 0=, unidos por enlace electrovalente. Así, el CINa está formado por el ion cloro con una carga negativa, C1-, y el ion sodio con una carga positiva, Na+, ambos iones están unidos electrovalentemente. Los iones de las s. no se limitan a átomos sencillos cargados, sino que pueden ser también grupos atómicos cargados; éste es el caso del nitrato amónico, formado por el ion nitrato, N03-, y el ion amonio, NH4+, que es un ion (catión) no sencillo. Se conocen algunas sustancias, p. ej., el cloruro mercúrico, que presentan las propiedades generales de las s., pero que, sin embargo, están sólo ligeramente disociadas, aun en soluciones acuosas diluidas. Compuestos tales como los carburos, fosfuros, arseniuros, siliciuros y nitruros, aunque algunos de ellos son análogos a las s., en general, tienen tendencia a formar enlaces covalentes, por compartición de electrones, y no se consideran como s. porque no exhiben las propiedades de éstas. Las sales básicas son las que, en solución, dan aniones hidróxilo junto a otros distintos. La denominación de s. básica se da a cualquier compuesto que posea composición intermedia entre una s. normal y un óxido o hidróxido metálico. Como tal es aplicable a los oxi- e hidroxihaluros, a otras s. que contengan grupos O-2 y OH- y a sustancias tales como los, compuestos «básicos» de berilio, de fórmula (R02)60Be4. H. Basett cita los siguientes tipos de s. básicas: 1) Las derivadas de las bases de los poliácidos, en las que alguno de los grupos O-2 y OHha reaccionado con un ácido y en las que los demás están enlazados covalentemente con el metal. 2) S. básicas con redes infinitas tridimensionales de tipo iónico. 3) S. básicas con redes en capa, de tipo iónico y sin oxhidrilo. 4) S. básicas con redes en capa, de tipo iónico y con oxhidrilo. 5) S. básicas derivadas de aniones complejos silicato y aluminiosilicato. 6) S. básicas con moléculas discretas. Las sales dobles o mixtas son compuestos formados de dos s. normales. Las s. pueden tener la composición más sencilla posible de un compuesto, pero también pueden encerrar grados variados de complejidad. Las s. más sencillas son las del tipo cloruro sódico, en las que los dos radicales son elementales. Ejemplos más complejos son el cloruro amónico, CINH4, y el nitrato amónico, NO3NH4; el primero de ellos tiene un radical complejo, y el segundo dos. Dos s. sencillas se pueden unir para formar una s. doble o una s. compleja, y estos dos tipos de s. se diferencian mediante la teoría de la ionización (v.). Las s. dobles se forman cuando se unen dos o más s. en estado sólido. Los iones de las dos s. se simultanean en la misma red cristalina y presentan formas cristalinas distintivas, bien definidas. Todas las propiedades físicas de las s. dobles son características. En cambio, su comportamiento químico es análogo al de una mezcla de las dos s. integrantes, debido a que las s. dobles, tanto fundidas como en solución en un disolvente polar, dan los mismos iones que las s. separadas que las forman. El sulfato magnésico potásico S04K2•S04Mg-6H20, que se obtiene cuando se mezclan soluciones de sulfato potásico y de sulfato magnésico y se deja evaporar la solución acuosa, contiene los iones K+, Mg- y S04=. Casi se puede decir que las s. dobles solamente existen en estado sólido. Las sales complejas, formadas igualmente por unión de dos s., son también compuestos definidos, pero éstos en solución no se comportan como una mezcla. Así, p. ej., el ferrocianuro potásico, K4Fe(CN)6, no presenta en solución ninguna de las propiedades típicas de los cianuros, porque en realidad se disocia dando los iones K+ y Fe(CN)64-, pero no deja libres iones K+, Fe—- y CN-. A primera vista, las s. dobles parecen diferentes de las complejas; la formación de aquéllas depende del hecho de ser menos solubles que sus s. componentes. Sin embargo, entre las dos clases hay estados intermedios; se puede suponer, p. ej., que una solución de sulfato potásico magnésico contiene cierta proporción de agrupaciones iónicas, asemejándose a moléculas de (S04)2MgK2, en equilibrio con iones K+ y con una pequeña proporción de iones (S04)22-Mg,++, justamente como una solución de ferrocianuro potásico contiene una pequeñísima concentración de iones Fe++ y CN-, en equilibrio con el ion complejo Fe(CN)64-. En algunas aplicaciones se encuentran ejemplos de tipo intermedio. El cadmicianuro potásico (CN)4CdK2 es un complejo que da suficientes iones Cd++ para ser reconocidos. Sales amónicas. El carácter muy débilmente básico del hidróxido amónico, NH40H, se debe al enlace de hidrógeno (v. ENLACES QUÍMICOS 2), que se forma cuando el átomo de hidrógeno sostiene juntos dos átomos electronegativos, es decir, aparece con el número de coordinación dos, mediante «resonancia» o «mesomería» de dos pares de electrones entre el átomo de hidrógeno y los dos átomos del elemento electronegativo; el protón (H+) ejerce influencia alternativa sobre dos pares de electrones solitarios de los iones electronegativos inmediatos, y así quedan dos átomos electronegativos retenidos juntos. Tal es el caso del ácido fluorhídrico (FH2), F-H-F-H ; este carácter muy débilmente básico del hidróxido amónico se debe, como antes hemos dicho, al enlace de hidrógeno y no a que el amoniaco (v.) retenga con poca intensidad al protón, y, por tanto, no deje libres bastantes iones OH- del agua. Esta explicación justifica que las s. amónicas sean compuestos perfectamente estables, con frecuencia muy semejantes e isomorfas con las correspondientes s. de potasio -en las redes cristalinas de estas s. los iones NH4+ ocupan el lugar de los iones metálicos alcalinos-, y que, por otra parte, las s. amónicas se hidrolicen apreciablemente y que las soluciones acuosas de las s. de ácido fuerte tengan reacción débilmente ácida. La certeza de la existencia de las s. amónicas deriva de conocerse muchas de ellas en estado sólido, tener propiedades de tipo salino y poseer redes iónicas. Sin embargo, todas las s. amónicas se descomponen en fragmentos no iónicos, a temperaturas poco elevadas. La volatilidad del amoniaco hace que las s. amónicas se disocien por el calor, y si son de ácido también volátil, tales como el cloruro y el carbonato amónicos, se sublimen. También las s. amónicas calentadas con una base fuerte, cal o hidróxidos alcalinos, producen amoniaco. 2. Propiedades aditivas de las sales. Si consideramos como único disolvente de las s. el agua, se considera como s. toda sustancia iónica que, en solución, suministra algún catión distinto del ion oxonio, OH3+, y algún anión distinto del ion hidróxilo, OH-. Las s., 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. Corrientemente, cristalizan bien, con frecuencia con agua de cristalización y, por regla general, tienen puntos de ebullición altos. Las s., 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 s. son, en general, aditivas, debido a su gran concentración iónica en solución. En soluciones diluidas, las propiedades son casi exclusivamente las de los iones que las integran (v. DISOLUCIONES). Aun en estado sólido, se aprecia también este carácter aditivo, pero se aplica más a las propiedades químicas que a las físicas. Así, p. ej., el sulfato de cobre presenta tres grupos de propiedades características: 1) La densidad, solubilidad, forma cristalina y otras propiedades físicas, y la formación de hidratos, corresponden solamente al conjunto sulfato cúprico. Es el grupo de propiedades de menor interés químico. 2) El color de la solución, sus propiedades venenosas, la formación de precipitados con determinadas sustancias que originan con el cobre compuestos insolubles, la reducción a óxido cuproso o a cobre metálico por reductores apropiados, etc., pertenecen a las s. cúpricas en general. 3) La descomposición con producción de trióxido de azufre y un óxido metálico, la formación de precipitados con sustancias que originan como el ion sulfato compuestos insolubles, etc., las presentan los sulfatos (v. SULFATOS Y SULFATOS). Sin embargo, en soluciones muy concentradas, y en presencia de iones diversos, las s. producen muchas veces asociaciones que, aunque de momento no son de importancia práctica, tienen enorme interés. Debido a la gran disociación en que aparecen casi todas las s., la mayor parte de sus reacciones se relacionan con el comportamiento de los iones, y así son del tipo de transposición. Al lado de ellas se presentan también muy frecuentemente reacciones de oxidación-reducción (v.). La teoría de la disociación de las s. ha aportado gran simplificación a su estudio. Si, p. ej., se estudian 40 metales y 20 ácidos, el número de s. que se forman es de 800. Ahora bien, si se tiene en cuenta el carácter aditivo de sus propiedades solamente es necesario conocer 60 conjuntos de propiedades correspondientes al ion positivo y al ion negativo, y no los 800 conjuntos de propiedades correspondientes a las sales. Así, la totalidad de los cloruros metálicos, y el mismo ácido clorhídrico en solución, presentan las mismas propiedades.

obtencion de sales

sales

SALES


Uno de las formas de obtención de sal es a través del MÉTODO DE NEUTRALIZACIÓN.
Según este método la SAL se obtiene a partir de la reacción entre un ácido y un hidróxido,
pudiendo ser el ácido un ácido oxigenado (oxoácido) o no oxigenado (hidrácido).








ÁCIDO
+
HIDRÓXIDO
SAL
+
AGUA







HBr
+
NaOH
NaBr
+
H2O
Acido Bromhídrico

Hidróxido de Sodio

Bromuro de Sodio

Agua








H2SO3
+
NaOH
Na2SO3
+
H2O
Acido Sulfuroso

Hidróxido de Sodio

Sulfito de Sodio

Agua

Compuestos Inorgánicos
ÁCIDO
HIDRÁCIDO
HIDRÓGENO
HIDRÓXIDO
HIDRURO METÁLICO
HIDRURO NO METÁLICO
METAL
NO METAL
ÓXIDO ÁCIDO
ÓXIDO BÁSICO
OXÍGENO
AGUA
ÓXIDOS

metodos de separacion de la materia organica de la inorganica

Los Métodos de Separación se basan en diferencias entre las propiedades físicas de los componentes de una mezcla, tales como: Punto de Ebullición Densidad,, Presión de Vapor, Punto de Fusión, Solubilidad, etc. Los Métodos más conocidos son:
FiltraciónEl procedimiento de Filtración consiste en retener partículas sólidas por medio de una barrera, la cual puede consistir de mallas, fibras, material poroso o un relleno sólido.
DecantaciónEl procedimiento de Decantación consiste en separar componentes que contienen diferentes fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia significativa entre las densidades de las fases. La Separación se efectúa vertiendo la fase superior (menos densa) o la inferior (más densa).
EvaporaciónEl procedimiento de Evaporación consiste en separar los componentes mas volátiles exponiendo una gran superficie de la mezcla. El aplicar calor y una corriente de aire seco acelera el proceso.
CristalizaciónUna Solución consta de dos componentes: El Disolvente y el Soluto. Las Soluciones pueden ser No-Saturadas, Saturadas y Sobre-Saturadas (Para ver un gráfico representando soluciones No-Saturadas, Saturadas y Sobre-Saturadas .Las Soluciones No-Saturadas tienen una concentracion de soluto menor que las soluciones saturadas, y éstas a su vez tienen una concentración de solucto menor que una solución sobresaturada. Por ejemplo: Supóngase que se agregan unos cuantos cristales de Sal Común a un Vaso de Agua. Esta será una Solución No-Saturada. Si se sigue añadiendo Sal con agitación se llegará hasta un punto en el cual los cristales ya no se disuelven. Esta será una Solución Sobre-Saturada. Si esta solución se deja reposar y se remueven los cristales que no se disolvieron, se obtendrá una Solución Saturada que contendrá la cantidad máxima de soluto que se puede disolver a la temperatura actual que llamaremos inicial (Ver Solubilidad). Si enfriamos la solución Saturada, con el tiempo se formarán cristales de Sal, ésto se debe a que la solubilidad de la Sal en el Agua depende de la Temperatura y lo que fue una solución saturada a la temperatura inicial es ahora una solución sobre-saturada a la temperatura final. Es importante recalcar que una solución sobresaturada es un sistema metaestable y que tenderá a estabilizarse, mientras que una solución saturada es un sistema estable. Para efectuar la Cristalización de un Sólido hay que partir de una Solución Sobre-Saturada. Existen varias formas de Sobre-Saturar una Solución, una de ellas es el enfriamiento de la solución, otra consiste en eliminar parte del Disolvente (Por ejemplo: por evaporación) a fin de aumentar la concentración del soluto, otra forma consiste en añadir un tercer componente que tenga una mayor solubilidad que el componente que se desea cristalizar. La rapidez del Enfriamiento definirá el tamaño de los cristales resultantes. Un enfriamiento rápido producirá cristales pequeños, mientras que un enfriamiento lento producirá cristales grandes. Para acelerar la Cristalización puede hacerse una "siembra" raspando las paredes del recipiente.

compuestos hidrogenados. binarios

Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Atendiéndose a su composición estos se clasifican en:
1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS.
Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos si el otro elemento es un no metal.
a. Óxidos metálicos u óxidos básicos. (M + O2)
EJEMPLOS:
Na2O óxido de sodio óxido de estaño
SnO óxido estanoso óxido de estaño (II)
b. Oxidos no metálicos. (NM + O2)
EJEMPLOS:
SiO2 anhídrido silíco óxido de silicio
P2O3 anhídrido fosforoso óxido fósforo (III)
COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS.
En este grupo se pueden distinguir dos subgrupos:
a. Los hidruros. compuestos formados por hidrógeno y un metal. Se les nombra con la palabra genérica "hidruro" seguida del nombre del metal.
EJEMPLOS:
LiH hidruro de litio
NaH hidruro de sodio
AlH3 hidruro de aluminio
b. Los hidrido o hidrácidos. compuestos formados por hidrógeno y un no-metal.
EJEMPLO:
HCl cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno
Ácido bromhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno
ácido sulhídrico
NH3 nitruro de hidrógeno
amoniaco
SALES BINARIAS.
Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no-metal. Se les denomina utilizando el nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el nombre del metal; mediante un número romano se indica el estado de oxidación del metal cuando éste presenta más de una valencia.
EJEMPLO:
KBr bromuro de potasio bromuro de potasio
FeCl2 cloruro ferroso cloruro de fierro (II)

metodos de separacion de las fiferentes fases del suelo

Filtración.
Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro, se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través de una placa porosa o un papel de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro componente pasará.
Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados.
Tamizado.
Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están elaborados en telas metálicas.
Evaporación.
Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.
Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc…
Centrifugación.
Es un procedimiento que se utiliza cuando se quiere acelerar la sedimentación. Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga, la cual tiene un movimiento de rotación constante y rápido, lográndose que las partículas de mayor densidad, se vayan al fondo y las más livianas queden en la parte superior.
Imantación.
Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnético del imán genera una fuente atractora, que si es suficientemente grande, logra que los materiales se acercan a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes sea atraído y el resto no.

masa molecular

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia.
La formula para calcular es: % elemento X= [(núm. átomos de X)·Ar(X)/Mr]·100%
La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula
En el caso de la molécula de agua, H2O, su masa molecular sería:

(masa atómica del H: 1,0079, masa atómica del O: 15,99994)
(Se multiplica por 2, ya que ésa es la cantidad de veces que el elemento H está presente en la molécula.)
ej: hierro:4d
La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas distintas.
A pesar de que se sigue diciendo popularmente peso molecular, el término correcto es masa molecular.
Si se necesita la masa molecular de varios componentes, se multiplican por separado los átomos de cada componentes y se multiplican por la masa atómica. Luego se suman los dos. Vamos a determinar, por ejemplo, la masa molecular del componente C6H6:
Elemento = Átomos * Peso atómico
C= 6 * 12 = 72 + H= 6 * 1 = 6

BALANCEO DE ECUACIONES REDOX

MÉTODO DE LA SEMIRREACCIÓN



°*°Para balancear ecuaciones REDOX intervienen ecuaciones adicionales llamadas semirreacciones.

Una de ellas representa la oxidación y la otra la reducción.

El número de electrones ganados en el proceso de reducción debe ser igual al número de electrónes perdidos en el proceso de oxidación.

Se suman las semirreacciones que correspondan a igual número de electrónes y con esto se tiene la ecuación redox balanceada.

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

REDUCCIÓN:En estas reacciones se eliminaba oxígeno y se formaba el elemento libre(el elemento libre puede obtenerse de otras maneas).

ES UN PROCESO MEDIANTE EL CUAL LOS ÁTOMOS O IONES ADQUIEREN ELECTRONES.

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

OXIDACIÓN: Se le asigna a la combinación del oxígeno con otros elementos

Fe:enmohece
C:arde
En el enmohecimiento el O-2 se combina lentamente con el hierro formando Fe2O3
en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2
de ahi se deriva la oxidación lenta y la rápida.

O,Sb,Na------arden con Cl

Fe------F

PROCESO MEDIANTE EL CUÁL HAY ELIMINACIÓN APARENTE DE ELECTRONES DE UN ÁTOMO O UN IÓN.

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

Ley de las proporciones definidas

Químico francés Joseph Proust

Las sustancias tienen proporciones definidas en masa

Cuando se combinan dos o más elementos para determinar cierto compuesto.
Siempre lo hacen en una relación de masas constante.

Proust observó que las sustancias específicas siempre contienen la misma proporción en masa de sus elemnetos.

ej: en la sal(la relación que existe entre las masas de sodio y cloro, para cualquier muestra de sal pura siempre es igual.
No importa la procedencia de la muestra,cómo se obtuvo, o qué tan grande es,la relación entre las masas de sodio y cloro, siempre es la misma.

BALANCEO

MÉTODO DEL TANTEO

Se observa que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos

5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación

H2O + N2O5 NHO3

Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O).

Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N2O5 2 NHO3

Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos.

Igual que (2 NHO3)

Otros ejemplos

HCl + Zn ZnCl2 H2

2HCl + Zn ZnCl2 H2

KClO3 KCl + O2

2 KClO3 2KCl + 3O2

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1
El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el

Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Otros ejemplos

KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2

2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu oxida en 2 x 1 = 2

N reduce en 1 x 1 = 1

Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico

Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos

1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 Fe2O3

A B C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A = 4
B = 3
C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación

4Fe + 3O2 2 Fe2O3

ácido:el elemento (H) es el que da el carácter ácido

oxiácido:ácido+hidrógeno+oxígeno y otro elemento

terminación ico

H+NM+O


+1 OXÍGENO -2 al ácido con terminación (ico)-----(ácido) "per...ico"

-1 OXÍGENO -2 al ácido con terminación (ico)-----(ácido) "....oso"

-2 OXÍGENO -2 al ácido con terminación (ico)------(ácido) "hipo...oso"



menos- cierta cantidad de hidrógenos al ácido con terminación (ico)----ato
menos- cierta cantidad de hidrógenos al ácido con terminación (oso)---ito


H+NM+O=OXIÁCIDO

ÓXIDO NO METAL+H2O=OXIÁCIDO


M+NM+O=OXISAL

ÁCIDO+BASE-----SAL+AGUA

H+NM=HIDRÁCIDO

OM+H2O=BASE

1.- Realiza un cuadro comparativo de las características de las sustancias orgánicas e inorgánicas

SUSTANCIAS ORGANICAS
SUSTANCAS INORGANICAS
-Posen el cloro elemento base del carbono
-este se une fácilmente desarrollando esqueletos básicos.
-las cadenas tienen distintas longitudes y formas.
-a esto se puede asociar átomos como H, O, N, P, S
-los carbohidratos forman parte de las sustancias orgánicas al igual que hidratos de carbono, lípidos, proteínas, ácidos nucleicos
-partículas coloidales.
-erosión de rocas
-minerales, cuarzos y silicatos
-óxidos de hierro
-carbonatos, abundante presencia en el suelo

2.-compuestos químicos de la materia orgánica

Los principales gases contenidos en el suelo son el oxígeno, el nitrógeno y el dióxido de carbono. El primero de estos gases es importante para el metabolismo de las plantas porque su presencia es necesaria para el crecimiento de varias bacterias y de otros organismos responsables de la descomposición de la materia orgánica.

3.-nombres y símbolos de los elementos presentes en ellos

Carbono- C
Nitrógeno- N
Oxigeno- O
Fósforo- p
Bromo- Br
Calcio- Ca

4.-función de la materia orgánica del suelo

No es una mezcla estable de sustancias químicas, es más bien una mezcla dinámica, en constante cambio, que representa cada etapa de la descomposición de la materia orgánica muerta, desde la más simple a la más compleja. El proceso de descomposición está causado por la acción de un gran número de bacterias y hongos microscópicos.

5.-concepto de humus

Materia orgánica en descomposición que se encuentra en el suelo y procede de restos vegetales y animales muertos. Al inicio de la descomposición, parte del carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno se disipan rápidamente en forma de agua, dióxido de carbono, metano y amoníaco, pero los demás componentes se descomponen lentamente y permanecen en forma de humus.

6.-elementos químicos en el humus

Carbono
Hidrógeno
Oxígeno
Nitrógeno
Dióxido de carbono
Metano
Amoníaco

7.-composición orgánica del suelo



Suelo orgánico

Residuos vegetales residuos animales


Transforman

Materia importantes para la
Composición del suelo

Descomponen


Microorganismos


Humus



Ayuda al crecimiento de las
Plantas

electrolisis

Electrolisis:
Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.
La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.
La acción de una corriente sobre un electrolito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.
En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue la ley descubierta por el químico físico británico Michael Faraday.
Leyes de Faraday:
Entre 1800-1830 Michael Faraday físico y químico ingles, realizó estudios cuantitativos referente a la relación entre la cantidad de electricidad que pasa por una solución y resultado de sus investigaciones las enuncio entre los años 1833-1834 en las leyes que tienen su nombre.
La primera ley de Faraday señala que la masa de una sustancia involucrada en la reacción de cualquier electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por una solución.
La segunda Ley, señala que las masas de las diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes en gramos.
Definiciones:
Electrolito: Es toda sustancia iónica que en solución se descompone al pasar la corriente eléctrica. Cuerpo que se somete a electrólisis. Los electrolitos son fuertes cuando dejan pasar fácilmente la corriente eléctrica, pero cuando no lo hacen sino la dejan pasar débilmente, esto es por contener pocos iones, es decir que no son fuertes.
Electrodo: Componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado convencional del circuito a un medio conductor como un electrólito o un gas. En el caso más cercano a la electrólisis; son conductores metálicos sumergidos en el electrolito.

la conducion de la elesctricidad por medio de iones

La conducción de la electricidad por medio de iones
Número de cargas negativa "electrones" = número de cargas positivas "protones"
Cuando un electrón salta de una capa a otra inferior, desprende energía radiante. Para que un electrón salte de una capa a otra superior, es preciso comunicarle energía exterior.


TEORIA ATOMICA

Un átomo es, como se ha dicho, eléctricamente neutro(-). Ahora bien, debido a fuerzas externas, puede perder o ganar electrones procedentes de otros átomos. En el caso de que gane o acepte electrones, se queda con exceso de carga negativa (es decir tiene más electrones que protones), por el contrario, cuando pierde o cede electrones, se queda con exceso de carga positiva (tiene más protones que electrones). En ambos casos, dicho átomo con exceso de carga (positiva o negativa) se comportará como si fuera él mismo una carga susceptible de moverse, siendo atraído o repelido, según el caso, por otras cargas. Debido a esa capacidad de moverse que tiene ahora ese átomo cargado se le da el nombre de ión (viajero, en griego).
El átomo que ha cedido electrones será pues un ión positivo o catión. El átomo que ha ganado electrones será pues un ión negativo o ani

disolucion de una sal

Disolución de una sal


La solubilidad depende de las propiedades de un solvente que le permitan interaccionar con un soluto de manera más fuerte que como lo hacen las partículas del solvente unas con otras. Es de todos conocido que el agua es “el solvente universal”, pero esto no es del todo cierto; el agua ciertamente disuelve muchos tipos de substancias y en mayores cantidades que cualquier otro solvente. En particular, el carácter polar del agua la hace un excelente solvente para los solutos polares e iónicos, que se denominan hidrofílicos (del griego hydor, agua y philos, amante). Por otra parte, los compuestos no polares son virtualmente insolubles en agua (“el agua y el aceite no se mezclan”) y por lo tanto, son hidrofóbicos (del griego fobos, temer). Los compuestos apolares, son solubles en solventes no polares como el CCL4 (tetracloruro de Carbono) o el hexano. Lo anterior puede resumirse en: “lo semejante disuelve a lo semejante”

¿Porqué las sales se disuelven en el agua? Las sales, como el NaCl (cloruro de sodio) o el K2HPO4 (fosfato ácido de potasio), se mantienen unidas por fuerzas iónicas. Los iones de una sal, como lo hacen cargas cualesquiera, interactúan de acuerdo a la ley de Coulomb:



en donde F es la fuerza entre las dos cargas eléctricas (q1 y q2), que están separadas por una distancia r. D es la constante dieléctrica del medio entre las cargas y k es una constante de proporcionalidad (8.99 x 109 J·m·C-2).

A medida que la constante dieléctrica del medio crece, la fuerza entre las cargas decrece. La constante dieléctrica, es una medida de las propiedades de un solvente para mantener cargas opuestas separadas. En el vacío, D = 1 y en aire, es apenas un poco mayor. En la siguiente Tabla, se muestra la constante dieléctrica de algunos solventes comunes, así como sus momentos dipolares permanentes.

La constante dieléctrica del agua es la más alta de un líquido puro, por el contrario, la de solventes no polares como los hidrocarburos, es relativamente pequeña. La fuerza entre dos iónes separados por una distancia dada en un líquido no polar como hexano o benceno, es 30 ó 40 veces mayor que en agua. Consecuentemente, en solventes no polares (con D baja), los iones de cargas opuestas, se atraen tan fuertemente que forman una sal, por el contrario, las fuerzas débiles que existen entre los iones en agua (D alta), permiten que cantidades significativas de iones permanezcan separadas.

Un ion negativo inmerso en un solvente polar, atrae la parte positiva del dipolo del solvente y viceversa, por ejemplo, en el agua:

En química, 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 hidróxido (base) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
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.

El agua
y las sustancias
en disolución
El agua lleva en disolución sales minerales que pueden
precipitar formando costras salinas como las de la foto.
El caparazón del cangrejo y la
concha del molusco,entre otras
estructuras duras de los organismos,
requieren sales minerales para
su elaboración.
La mayor parte de las sustancias
disueltas que lleva el agua del río
en condiciones naturales son
necesarias para el crecimiento de
su flora y su fauna. Entre estas
sustancias hay diversos tipos de
sales, pero también gases como el
oxígeno y el dióxido
de carbono.
RIOS DE BIZKAIA
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Al disolve rs e, las sales se disocian en iones, e n -
tre los que dominan los cationes calcio, magnesio, sodio
y potasio y los aniones bicarbonato, sulfato y cloruro.
Hay muchos más iones -nitratos, fosfatos, silicatos, hierro,
etc.-, también de gran importancia biológica, pero
están en concentraciones mucho más bajas que los anteri
o rmente citados, que son, por tanto, los principales re s -
ponsables de la mineralización o cantidad de minerales
disueltos en el agua.
Las plantas no podrían vivir sin potasio, nitrato
y fosfato, además de calcio, hierro y otros iones, que toman
de los que están disueltos en el agua, y la mayor
parte de los moluscos y crustáceos, entre otros animales,
no podrían vivir en aguas pobres en calcio. Los organismos
del río son aerobios en su mayor parte y necesitan
respirar el oxígeno que lleva el agua en disolución.
Las plantas, además de oxígeno necesitan dióxido de
carbono para sintetizar materia orgánica y lo tienen que
tomar en muchos casos del que está disuelto en el agua.
Es preciso, por tanto, que el agua casi destilada que se
evapora del mar -y en menor medida de otras superficies
húmedas, incluida la propia vegetación- se vaya
cargando de sales en su trayecto hacia el río, es decir al
atravesar la atmósfera, el suelo y las rocas.
El agua se va cargando de sales a su paso por la atmósfera y
el suelo, pero sobre todo en su contacto con la roca.
En los remansos,como el que se observa en esta foto
correspondiente al río Butrón, el oxígeno pasa con
dificultad de la atmósfera al agua.
La composición química de
las aguas que circulan por los
continentes es muy variada,
a diferencia de lo que sucede
en el mar, que tiene una
composición iónica constante,
más o menos diluida por ríos,
pero con la misma proporción
relativa de iones.
Esto se debe a que el mar es
un único ecosistema, mientras
que cada río tiene una
identidad propia que es
consecuencia de las
características de su
cuenca de drenaje.
RIOS DE BIZKAIA
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Origen de la composición química
del agua de los ríos
La composición química del agua depende fundamentalmente
del tipo de roca sobre la que discurre, p e -
ro también del tipo de suelos que at raviesa y de los ap o rtes
de la atmósfera.
El agua de lluvia es ácida porque contiene ácido
carbónico que se forma al disolverse en ella el dióxido
de carbono de la atmósfera. Este agua, antes de
caer en los cauces y en su entorno terrestre, empieza a
cargarse de sales en la atmósfera, especialmente si está
próximo el mar, del que recibe partículas de sal procedentes
de las salpicaduras del agua, y también si en las
proximidades hay industrias o cualquier actividad que
consuma combustibles fósiles. En esta combustión se
desprenden gases de azufre y nitrógeno que se disuelven
en el agua de lluvia o en el vapor de agua, incrementando
su carga química, en este caso con ácido sulfúrico
y nítrico.
C e rca del mar y en zonas muy humanizadas, c o -
mo es el caso de Bizkaia, el agua de lluvia antes de llegar
a los cauces ya dispone de cloruros, nitratos, sulfatos,
sodio y magnesio, entre otros iones. De la atmósfera
también recibe el agua los gases de mayor importancia
biológica, el oxígeno y el dióxido de carbono.
Pero, además, parte del agua que llega a los
ríos lo hace a través del suelo, donde se va incrementando
su carga química. Es de pr ever que en este trayecto
hasta el río el agua arrastre consigo también los residuos
de fertilizantes y pesticidas que se añaden en la agricultura,
y, en general, todo lo que se vierta al suelo.
Cualquier residuo depositado sin control en tierra, va a
llegar hasta los cauces y hasta las aguas subterráneas, lo
que es más grave por la menor renovación de éstas.
El agua va desgastando la roca a
medida que extrae las sales.
El agua de lluvia arrastra hasta el cauce los abonos y
otros materiales depositados en el suelo.
RIOS DE BIZKAIA
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Al entrar en contacto con la roca es cuando ge -
n e ralmente adquiere el agua la mayor parte de los iones.
Pe ro no todas las rocas los pro p o rcionan con la misma
fa c i l i d a d. Hay algunas muy solubles que se meteorizan y
l i b e ran sus iones con gran fa c i l i d a d. Tal es el caso de la
halita o sal común, que cede cl o ru ro y sodio, o los ye -
s o s , que pro p o rcionan sulfato y calcio. Pe ro estas ro c a s
sólo son abundantes en puntos concretos de Bizkaia,
p ri ncipalmente en Ord u ñ a , B a k i o , L a rra u ri y Gernika. El
río Kadagua se ve influido en su ori gen por un mat e ri a l
ge o l ó gico semejante existente en Villasana de Mena, l o
mismo que el Altube en Murgi a .
H ay otras ro c a s , como las calizas, muy abu ndantes
en Bizkaia, que pueden ser duras en ambientes
á ri d o s , p e ro que en contacto con el ácido carbónico que
l l eva el agua en disolución se meteorizan con fa c i l i d a d
dando bicarbonato y calcio. Este fenómeno de disolución
de la caliza por el agua es lo que da lugar a estructuras
como cuevas, simas y dolinas. De la misma forma, el
agua ataca también otras rocas formadas por carbonatos
como las dolomías. Las rocas más duras son las de origen
ígneo, como el granito, que suelta relativamente
pocos iones.
Precipitados salinos
Una vez disueltos en el agua, estos iones pueden
volver a precipitar cuando cambian las condiciones
de solubilidad. Esto puede suceder cuando se evapora el
agua durante el estiaje o cuando cambia la concentración
de oxígeno disuelto o el pH del agua. Son frecuentes
los precipitados blancos de toba o travertino (carbonato
cálcico) y los rojos de hierro (óxidos o carbonatos
de hierro). Esto es más frecuente en aguas duras -ricas en
calcio- y muy mineralizadas -ricas en iones en ge n e ra l - .
En Bizkaia existían numerosos balnearios en
zonas de manantiales de aguas ricas en bicarbonato,
azufre, hierro o sal. Las aguas subterráneas suelen estar
más tiempo en contacto con la roca que las aguas superficiales,
por lo que están más mineralizadas. Cuando el
agua se evapora, las sales que lleva en disolución precipitan
formando rocas como el yeso, la halita y la caliza,
llamadas por eso evaporitas.
De la diversidad de tipos de aguas
continentales dan buena fe los
manantiales, muchos de ellos
explotados desde la antigüedad con
fines terapéuticos. Bizkaia es rica en
manantiales de aguas bicarbonatadas,
sulfurosas y ferruginosas.
Precipitados cálcicos (tobas o travertinos) de las aguas termales de
Urberuaga, en la cuenca del Artibai.
Fuente ferruginosa en Ugao-Miraballes.
El agua sale transparente porque lleva
el hierro en disolución. Al entrar en contacto
con el aire, el hierro se oxida formando
precipitados rojos.

Nomenclatura de sales

SALES Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO → SAL + AGUA
EJEMPLO; Na OH + H
Cl → Na Cl + H2O
Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-. También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas. • SALES NEUTRAS Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ; NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL __________________hídrico __________________uro hipo_______________oso hipo________________ito __________________ oso ___________________ito __________________ ico ___________________ato per________________ico per________________ ato se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo
Fe Cl 2 = cloruro ferroso Fe Cl 3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así; Ejemplo:
Fe Cl 2 = cloruro de hierro ( II) Fe Cl 3 = cloruro de hierro (III)
Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo; Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio
• SALES HALOIDEAS O HALUROS Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.


Estructura de Lewis

La Estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis,es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Diagrama de algunas estructura de Lewis de moléculas y átomos.
Representación de los átomos
A los diferentes átomos se les pone un punto (o una cruz) alrededor de su símbolo por cada electrón de la capa de valencia. Como la cantidad máxima de electrones posible son ocho, se colocan por parejas: una en la parte superior, otra en la inferior, un par a la izquierda y otro a la derecha. Primero se debe poner uno en cada posición, y después se completan las parejas (ver imagen), exceptuando el helio; sus dos electrones aparecen juntos.
BASES O HIDRÓXIDOS
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
EJEMPLO:
Na2O
+
H2O
→
2NaOH
= hidróxido de sodio
Al2O3
+
3H2O
→
2Al(OH)3
= hidróxido de aluminio
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso
Ni (OH)3 = hidróxido niquelico

ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;

(a) HIDRÁCIDOS

Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S
ácido sulfhídrico
HI
ácido yodhídrico
HBr
ácido bromhídrico
HF
ácido fluorhídrico
HCl
ácido clorhídrico
RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l)
→
HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno


ácido clorhídrico

(b) OXÁCIDOS

Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:
PO3
+
H2O
→
H3PO3
= ácido fosforoso
PO4
+
H2O
→
H3PO4
= ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X

PROPIEDAD Y DISOLUCIÓN DE SALES

QUE SON???

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.

Soluciones salinas
Una solución salina 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. Un ejemplo sería el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.
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.

OTRO EJEMPLO:

Na Cl (disolución)-----Na+1 + Cl-1