OXIDOS
Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (presentando el oxígeno un estado de oxidación -2) y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos, algunos de los cuales pueden encontrarse en estado gaseoso, otros en estado líquido y otros en estado sólido 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. Por ejemplo, son óxidos el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas. Por ejemplo, al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse ácido carbónico

CO2 + H2O → H2CO3
En general, los óxidos se pueden sintetizar directamente mediante procesos de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio:
2Mg + O2 → 2 MgO;
O bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:
P4 + 5O2 → 2 P2O5.


NOMBRES DE LOS OXIDOS:

• Los óxidos se pueden nombrar según el número de átomos de oxígeno en el óxido (nomenclatura sistemática), o monóxido; los que contienen dos átomos de oxígeno,dióxido; tres, trióxido; cuatro, tetraóxido; y así sucesivamente siguiendo los prefijos numéricos griegos.

También se pueden nombrar usando otras nomenclaturas

Nomenclatura stock-werner: donde se indica el número de oxidación del elemento oxidado, con números romanos. (Se utiliza tanto para los óxidos básicos como para los óxidos ácidos)…..N2O3 = Óxido de Nitrógeno (III

Nomenclatura Tradicional (se utiliza para óxidos básicos, no los óxidos ácidos)……… SO2 = Anhídrido sulfuroso.
• Hay otros dos tipos de óxido: peróxido y súper óxido. Ambos cuentan como óxidos pero tienen diversos estados de oxidación y reaccionan en diversas maneras con respecto a otros óxidos.
También es posible hablar de protóxido, que es una forma de llamar a los óxidos comunes (O trabajando con -2) cuando el elemento oxidado trabaja con su mínimo estado de oxidación.

EJEMPLOS

N2O = Protóxido de Nitrógeno.



TIPOS DE OXIDOS



Según la estequiometría del compuesto:

a–S Óxidos binarios, formados por oxígeno y otro elemento.
a–S Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxígeno como son las espinelas.
Atendiendo al comportamiento químico hay tres tipos de óxidos: óxidos básicos, ácidos y óxidos anfóteros, aunque no muy comunes en la naturaleza.

a–S Los óxidos básicos se forman con un metal más oxígeno, los óxidos de elementos menos electronegativos tienden a ser básicos. Se les llaman también anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo:Na2O+H2O→2Na (OH)


a–S Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llaman también anhídridos ácidos (nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo

CO2+H2O→H2CO3


a–S Los óxidos anfotéricos se forman cuando participa en el compuesto un elemento anfótero. Los anfóteros son óxidos que pueden actuar como ácido o base según con lo que se les haga reaccionar. Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tiene punto de fusión bajo y tienen diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio.
Algunos óxidos no demuestran comportamiento como ácido o base.

Los óxidos de los elementos químicos en su estado de oxidación más alto son predecibles y la fórmula química se puede derivar del número de los electrones de valencia para ese elemento. Incluso la fórmula química del ozono es predecible como elemento del grupo 16. Una excepción es el cobre para el que el óxido del estado de oxidación más alto es el óxido cúprico y no el óxido cuproso. Otra excepción es el fluoruro que no existe, como esperado, como F2O7 sino como OF2 con --la menos prioridad dada elemento electronegativo--.1

El pentóxido de fósforo, la tercera excepción, no es representado correctamente por la fórmula química P2O5 sino por P4O10 ya que la molécula es un dímero.
















HIDROXIDOS

Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno ovarios 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 con la base de un ion de radical 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 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 clasificanen: básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el Zn(OH)2 es un hidróxido anfótero ya que:

a–S con ácidos: Zn(OH)2 + 2H+ → Zn+2 + 2H2O
a–S con bases: Zn(OH)2 + 2OH− → [Zn(OH)4]−2

………. IMAGEN DEL “ANIÓN HIDRÓXIDO”



ANHÍDRIDOS

Los anhídridos de ácido (o anhídridos carboxílicos) son compuestos químicos orgánicos que tienen la fórmula general (RCO)2O, y formalmente son el producto de deshidratación de dos moléculas de ácido carboxílico (o una si tiene lugar de forma intramolecular en un ácido di carboxílico). Al reaccionar con agua (hidrólisis) vuelven a formar los ácidos carboxílicos de partida.

Los anhidridos de ácido simétricos y mixtos son respectivamente aquellos donde los grupos acilo (RCO-) son iguales o diferentes.

SINTESIS

Los anhídridos de ácido se producen al reaccionar un haluro de acilo (RCOX) con un carboxilato (R'COO-):

RCOX + R'COONa → RCO-O-COR' + NaX
En el caso de ser intramolecular y cuando conduce a anillos de 5 o 6 átomos, puede realizarse de forma directa por deshidratación térmica (mediante calor), obteniéndose el correspondiente anhídrido de ácido cíclico. Por ejemplo, el anhídrido succínico a partir de ácido succínico:


APLICACIONES:

Las reacciones de los anhídridos de ácido son similares a las de los haluros de acilo, al ser tanto el haluro (X-) como el carboxilato buenos grupos salientes. A destacar, el anhídrido acético que puede formar ésteres con fenoles, siendo útil en la producción de medicamentos como el ácido acetilsalicílico (Aspirina).NOMENCLATURA

Se nombran, en general igual que los ácidos de procedencia precedidos de la palabra anhídrido:

Los anhídridos de ácido “di carboxílicos” (un ácido) se nombran sustituyendo la palabra ácido por anhídrido.
Los anhídridos de ácido “mono carboxílicos” se nombran con la palabra anhídrido seguido de cada componente del ácido carboxílico en orden alfabético (sin la palabra ácido).

ACIDOS

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 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 enbaterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en las cuales no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.

A las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas.


Propiedades de los ácidos

1. Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.
2. Cambian el color delpapel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
3. Son corrosivos.
4. Producen quemaduras de la piel.
5. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
6. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
7. Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.
8. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas 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)
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 ion hidronio, H3O+ e incluso deespecies 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.

ACIDOS 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.

DISOSIACION Y EQUILIBRIO

Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA  H+ + A-, donde HA representa el ácido, y A- es la base conjugada. Los pares ácido-base conjugados difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos por la adición o eliminación de un protón (protonación y deprotonación, respectivamente). Obsérvese que el ácido puede ser la especie cargada, y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría ser descrito como HA+  H+ + A. En solución existe un equilibrio entre el ácido y su base conjugada. Laconstante deequilibrio K es una expresión de las concentraciones del equilibrio de las moléculas o iones en solución. Los corchetes indican concentración, así [H2O] significa la concentración de [H2O]. La constante de disociación ácida Ka es usada generalmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El valor numérico de Ka es igual a la concentración de los productos, dividida por la concentración de los reactantes, donde el reactante es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H+.

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NOMENCLATURA

En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.

Sistema de nomenclatura clásico

Prefijo Anión |Sufijo Anión |Prefijo Ácido |Sufijo Ácido |Ejemplo per |ato |per |ácido ico |ácido perclórico (HClO4) |ato ácido ico |ácido clórico (HClO3) |ito ácido oso |ácido cloroso (HClO2) hipo |ito |hipo |ácido oso |ácido hipocloroso (HClO) |uro |hidro |ácido ico |ácido clorhídrico (HCl) Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.