alt=Sinónimos de nombres de sustancias inorgánicas|miniaturadeimagen|343x343px|Portada del libro sobre nombres de sustancias inorgánicas En química, el grupo de algunas sustancias compuestas que poseen propiedades químicas semejantes, denominadas propiedades funcionales, recibe el nombre de función química. Cuando un determinado compuesto con características como acidez o basicidad, solubilidad en agua, reactividad de acuerdo con determinada función química, se dice que este pertenece a esta función química. Las funciones químicas son divididas de acuerdo con la división clásica de la química. Existen cuatro tipos de función inorgánica: óxido, ácido, base y sal. El criterio de clasificación de una sustancia en una de esas funciones es el tipo de iones que se forman cuando ella es disuelta en agua.
En función de la naturaleza inexistente de los compuestos químicos, las funciones pueden primariamente ser divididas entre funciones inorgánicas que son las funciones de compuestos que no poseen cadena carbonada y funciones orgánicas que son las relativas a los compuestos orgánicos.
Óxidos
Los óxidos son compuestos binarios en que el elemento oxígeno presenta estado de oxidación igual a (-II) y es el más electronegativo de la fórmula. Resultan de la combinación del oxígeno y otro elemento químico de la tabla periódica. Todos reciben la denominación óxido de (elemento), salvo el compuesto con hidrógeno, al que históricamente siempre ha recibido el nombre de agua. Los óxidos se clasifican en óxidos ácidos, que pueden reaccionar con las bases para dar sales; óxidos básicos, que pueden formar sales por reacción con los ácidos; óxidos anfóteros, que presentan tanto propiedades ácidas como básicas y óxidos neutros, que no reaccionan ni con ácidos ni con bases. También existen los peróxidos, que son derivados metálicos del peróxido de hidrógeno, y que contiene la función -O-O-. Algunos óxidos no presentan una estequiometría exacta al contener elementos metálicos en diferentes estados de oxidación. A veces, a estos óxidos de les denomina óxidos mixtos, como por ejemplo la magnetita (Fe3O4) y el minio (Pb3O4):
FeO.Fe2O3 2PbO.PbO2
Clasificación de los óxidos <tr><th>clasificación<th>formadores<th>ejemplos <tr><th>básicos<td>Metales con estados de oxidación (I) y (II) y de los grupos 1 y 2 (1A y 2A) (metales alcalinos y alcalinotérreos)<td>CaO, FeO, K2O <tr><th>ácidos o anhídridos<td>Metales con estados de oxidación (V), (VI) y (VII) y no metales con cualquier estado de oxidación positivo, excepto C(II), N(I) y N(II)<td>SO3, Cl2O, Mn2O7 <tr><th>neutros<td>Los óxidos formados por C(II), N(I) y N(II)<td>NO, CO, N2O <tr><th>anfóteros<td>Los más comunes están formados por los metales Zn, Al y Pb. Otros elementos que forman óxidos anfóteros son: Si, Ti, V, Fe, Co, Ge, Zr, Cr, Ag, Sn, Au. <td>Al2O3, MnO2, ZnO, PbO, SnO <tr><th>salinos, mixtos o dobles<td>Metales con estados de oxidación intermedios<td>Pb3O4, Fe3O4Esta clasificación tiene como base el comportamiento de los óxidos con el agua. Los óxidos básicos reaccionan con el agua produciendo disoluciones básicas o hidróxidos, compuestos que neutralizan a los ácidos. También reaccionan con los ácidos, produciendo sales:
CaO + H2O -> Ca(OH)2 CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O Por el contrario, alguno óxidos, denominados óxidos ácidos se disuelven en agua formando soluciones ácidas o, también, reaccionan con bases produciendo las correspondientes sales:
SO3 + H2O -> H2SO4 SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + 2H+
Algunos metales ubicados en la tabla periódica, a partir del grupo IV en adelante, forman a menudo óxidos con propiedades tanto básicas como ácidas, por lo que reciben el nombre de óxidos anfóteros. En ellos, el carácter ácido aumenta al crecer la proporción oxígeno-metal; ejemplo de óxidos anfótero:
ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H2O ZnO + 2 NaOH + H2O -> Na2[Zn(OH)4]
Obsérvese, que en la primera reacción el óxido actúa como una base y en la segunda reacción como un ácido.
Nomenclatura de los óxidos En las combinaciones binarias en las que uno de los elementos implicados es el oxígeno, los compuestos se nombran, de forma general, como óxidos del elemento al que se encuentran unidos. Para evitar confusiones o ambigüedades se suele indicar el estado de oxidación del elemento unido al oxígeno, dando por hecho que el oxígeno se encuentra en estado de oxidación (-II) (nomenclatura de Stock) o bien, se indican las proporciones atómicas mediante el correspondiente prefijo numérico griego mono-, di-, tri-, etc. (nomenclatura sistemática de la IUPAC). Ejemplos para algunos óxidos serían:
Fe2O3: óxido de hierro(III) o trióxido de dihierro.
PbO2: óxido de plomo(IV) o dióxido de plomo (cuando no se indica prefijo, se da por hecho que solo hay un átomo en juego).
SO2: Óxido de azufre(IV) o dióxido de azufre.
Cl2O7: Óxido de cloro(VII) o heptaóxido de dicloro
En la nomenclatura clásica, cuando un metal forma más de un óxido, para su nomenclatura se tienen en cuenta el estado de oxidación (valencia) menor y mayor; para el menor estado de oxidación , el nombre del metal se hace terminar en -oso, y para el mayor estado de oxidación la terminación es en -ico.
Cu2O: óxido cuproso
CuO: óxido cúprico
El hierro también forma dos óxidos
FeO: óxido ferroso
Fe2O3 : óxido férrico
Los óxidos ácidos, en lo que se refiere a la nomenclatura clásica también se suelen nombrar con la palabra anhídrido en sustitución a óxido seguido del nombre del no metal. Así por ejemplo, CO2 es el anhídrido de carbono o dióxido de carbono; SO2 anhídrido sulfuroso o dióxido de azufre. Aquí también existen no metales que forman con el oxígeno más de un anhídrido. Su nomenclatura se hace siguiendo las mismas reglas, mencionadas anteriormente. Además, si existen tres estados de oxidación para igual número de anhídridos de mismo no metal, se antepone a la terminación en -oso de la palabra especifica el prefijo hipo- al óxido o anhídrido de menor estado de oxidación.
Ejemplos:
Br2O, Anhídrido hipobromoso; Br2O3, Anhídrido bromoso; Br2O5, Anhídrido brómico; SO, Anhídrido hiposulfuroso; SO2, Anhídrido sulfuroso; SO3, Anhídrido sulfúrico.
Para los elementos que presentan cuatro estados de oxidación, el óxido correspondiente al estado de oxidación más elevado, se nombra con el prefijo per- seguido del nombre del elemento terminado en -ico. Así, por ejemplo, el Cl2O7 sería el anhídrido u óxido perclórico. El empleo de anhídrido para nombrar los óxidos de no-metales ha caído en desuso y cada vez es menos frecuente, ya casi inexistente.
Ácidos
Los ácidos clásicos son sustancias químicas que contienen átomos de hidrógeno reactivo en su molécula. Existen diferentes definiciones de ácido, dependiendo de como reaccionen estos átomos de hidrógeno cuando se encuentran en disolución acuosa o en presencia de bases. Según la teoría ácido-base de Arrhenius, ácido es toda sustancia que libera uno o más iones H+ en agua, o más detalladamente, sustancias que en medio acuoso se disocian, liberando el catión H+. La teoría de Brønsted-Lowry, más generalista que la de Arrhenius, define como ácido a toda sustancia capaz de donar iones H+ a una base, independientemente que se encuentre en disolución acuosa o no. Esta definición sirve para cualquier disolvente del ácido, independientemente que sea agua o algún otro y para los casos en que no se encuentran en disolución. Considerando el disolvente, por ejemplo agua: HCl + H2O <=> H3O+ + Cl- Cuando no se encuentra en disolución, por ejemplo en estado de vapor:
HCl(g) + NH3(g) <=> NH4Cl(s)
Clasificación de los ácidos Los ácidos inorgánicos suelen clasificarse en dos grandes grupos, de acuerdo a la presencia o ausencia del oxígeno en su molécula
Ácidos oxácidos (u oxoácidos). Son derivados de óxidos ácidos que han reaccionado con el agua: SO3 + H2O -> H2SO4 Ejemplos: H2CO3, H2SO3, H2SO4, HNO2. Hidrácidos: No poseen oxígeno en la fórmula. Ejemplos: HI, HCl, HF, H2S.
Cualquiera de estos ácidos, cuando se disuelven en agua pueden estar más o menos disociados, formando iones:
HCl + H2O -> H3O+ + Cl-
HBrO + H2O <=> H3O+ + BrO-
Si para concentraciones no muy elevadas la reacción con el agua es total, caso del HCl; se dice que el ácido es un ácido fuerte; mientras que si no produce una reacción total y se alcanza un equilibrio entre el ácido y su base conjugada, como en el ejemplo del HBrO, entonces se dice que se trata de un ácido débil. Para establecer la fuerza del ácido se recurre a la constante de equilibrio de la reacción ácido/agua. Cuanto mayor sea esta, más fuerte se considera el ácido. Sin embargo, dado que los ácidos muy débiles suelen tener valores de constantes de equilibrio tan bajas, que son difíciles de manejar debido a su elevado número de decimales, es muy corriente utilizar como referencia el logaritmo negativo de las constantes de equilibrio, que se conocen como pKa. Así, valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación del ácido) y viceversa. A medida que el pKa aumenta, la fuerza del ácido decrece de forma que un ácido será más débil cuanto mayor es su pKa.
Ejemplos de ácidos fuertes serían; HCl, HClO3, HBr y HNO3
Ejemplos de ácidos débiles: HBrO, HClO, HF y H2S
Independientemente de que el ácido sea fuerte o débil, si solo dispone de un H+ para liberar en medio acuosa o para la reacción con las bases, el ácido recibe el nombre genérico de ácido monoprótico (p. ej. HI, HClO4, HIO, ...); si tienen dos, ácido diprótico (p. ej. H2CO3, H2SO3, H2SeO3, ...); tripróticos (p. ej. H3PO4, H3AsO4, H2SeO3, ...); etc. En los ácidos polipróticos (más de un H+) puede ocurrir que el primer H+ que se libera tenga carácter de ácido fuerte y los demás, se comportan como ácidos débiles.
H2SO4 -> H+ + HSO4- (ácido fuerte: Ka>1) HSO4- -> H+ + SO4^2- (ácido débil: Ka=1O-2) Si el ácido poliprótico ya es débil en la primera desprotonización (cesión de H+), en las sucesivas disociaciones será todavía más débil. En general, la fuerza de los ácidos polipróticos disminuye en cada etapa sucesiva de disociación, pues es progresivamente más difícil liberar un ion cargado positivamente (H+) desde otro ion que se encuentra cargado negativamente (HSO4-).
Nomenclatura de los ácidos Todos los ácidos clásicos se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre que indica el elemento que lo forma. Para discernir si el ácido es hidrácido u oxácido se utilizan diferentes sufijos. En el caso de los ácidos hidrácidos a continuación del genérico ácido se pondrá el nombre del elemento acabado en -hídrico. Como los hidrácidos solo se dan en el estado de oxidación negativo más estable, no se indica este mediante el correspondiente prefijo.. Este tipo de ácidos también se nombran con la misma nomenclatura que sus sales. Algunos ejemplos serían:
HI: ácido yodhídrico o yoduro de hidrógeno
HCl: ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno
HCN: ácido cianhídrico o cianuro de hidrógeno
H2S: ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno
En el caso de los oxácidos, los que provienen de los anhídridos u óxidos ácidos, se usa el mismo nombre, pero sustituyendo óxido o anhídrido por el genérico ácido. Así, si el ácido proviene del Br2O5 (óxido brómico o anhídrido brómico), ácido correspondiente será ácido brómico (HBrO3). También se puede utilizar la nomenclatura de Stock o la nomenclatura sistemática de la IUPAC. Ejemplos:
H2CO3: ácido carbónico; ácido trioxocarbónico(IV); trioxocarbonato(IV) de dihidrógeno
HNO3: ácido nítrico; ácido trioxosulfúrico(IV); trioxonitrato(V) de hidrógeno
HClO: ácido hipocloroso; ácido oxoclórico(I); oxoclorato(I) de hidrógeno
HClO4: ácido perclórico; ácido tetraoxoclórico(VII); tetraoxoclorato(VII) de hidrógeno
H2SO3: ácido sulfuroso; ácido trioxosulfúrico(IV); trioxosulfato(IV) de dihidrógeno
Bases