Un oxácido , oxoácido o ácido ternario es un ácido que contiene oxígeno . Específicamente, es un compuesto que contiene hidrógeno, oxígeno y al menos otro elemento , con al menos un átomo de hidrógeno unido al oxígeno que puede disociarse para producir el catión H + y el anión del ácido. [1]
Descripción
Bajo la teoría original de Lavoisier , todos los ácidos contenían oxígeno, que fue nombrado a partir de los ὀξύς griega ( oxys : ácido, agudo) y la raíz (-γενής -genes : creador). Más tarde se descubrió que algunos ácidos, en particular el ácido clorhídrico , no contenían oxígeno, por lo que los ácidos se dividieron en oxiácidos y estos nuevos hidroácidos .
Todos los oxiácidos tienen el hidrógeno ácido unido a un átomo de oxígeno, por lo que la fuerza del enlace (longitud) no es un factor, como ocurre con los hidruros binarios no metálicos. Más bien, la electronegatividad del átomo central (X) y el número de átomos de O determinan la acidez del oxácido. Con el mismo átomo central X, la fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta el número de oxígenos unidos a X. Con el mismo número de oxígenos alrededor de E, la fuerza del ácido aumenta con la electronegatividad de X.
En comparación con la sal de sus formas desprotonadas, los oxianiones , oxiácidos son generalmente menos estables y muchos de ellos solo existen formalmente como especies hipotéticas, o existen solo en solución y no pueden aislarse en forma pura. Hay varias razones generales para esto: (1) pueden condensarse para formar oligómeros (p. Ej., H 2 CrO 4 a H 2 Cr 2 O 7 ), o deshidratarse completamente para formar el anhídrido (p. Ej., H 2 CO 3 a CO 2 ), (2) pueden desproporcionarse a un compuesto de estado de oxidación superior y otro de menor estado de oxidación (por ejemplo, HClO 2 a HClO y HClO 3 ), o (3) pueden existir casi por completo como otra forma tautomérica más estable ( por ejemplo, el ácido fosforoso P (OH) 3 existe casi en su totalidad como ácido fosfónico HP (= O) (OH) 2 ). Sin embargo, el ácido perclórico (HClO 4 ), el ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y el ácido nítrico (HNO 3 ) son algunos oxiácidos comunes que se preparan con relativa facilidad como sustancias puras.
Los ácidos imídicos se crean reemplazando = O con = NR en un oxiácido. [2]
Propiedades
Una molécula de oxiácido contiene la estructura X − O − H, donde otros átomos o grupos de átomos pueden conectarse al átomo central X. En una solución , dicha molécula puede disociarse en iones de dos formas distintas:
- X − O − H ⇄ (X − O) - + H +
- X − O − H ⇄ X + + OH - [3]
Si el átomo central X es fuertemente electronegativo , entonces atrae fuertemente los electrones del átomo de oxígeno. En ese caso, el enlace entre el átomo de oxígeno y el de hidrógeno es débil y el compuesto se ioniza fácilmente como en la primera de las dos ecuaciones químicas anteriores. En este caso, el compuesto XOH es un ácido, porque libera un protón , es decir, un ion hidrógeno. Por ejemplo, el nitrógeno , el azufre y el cloro son elementos fuertemente electronegativos y, por lo tanto, el ácido nítrico , el ácido sulfúrico y el ácido perclórico son ácidos fuertes.
Sin embargo, si la electronegatividad de X es baja, entonces el compuesto se disocia en iones de acuerdo con la última ecuación química y XOH es un hidróxido alcalino . Ejemplos de tales compuestos son hidróxido de sodio NaOH e hidróxido de calcio Ca (OH) 2 . [3] Sin embargo, debido a la alta electronegatividad del oxígeno, la mayoría de las oxobases comunes, como el hidróxido de sodio, aunque son fuertemente básicas en el agua, son solo moderadamente básicas en comparación con otras bases. Por ejemplo, el pKa del ácido conjugado de hidróxido de sodio , agua , es de 15,7, mientras que el de la amida de sodio , amoniaco , está más cerca de 40, lo que hace que el hidróxido de sodio sea una base mucho más débil que la amida de sodio. [3]
Si la electronegatividad de X se encuentra en algún punto intermedio, el compuesto puede ser anfótero y, en ese caso, puede disociarse en iones de ambas formas, en el primer caso al reaccionar con bases y en el último caso al reaccionar con ácidos. Ejemplos de esto incluyen alcoholes alifáticos , como etanol . [3]
Oxiácidos inorgánicos tienen típicamente una fórmula química de tipo H m XO n , en donde X es un átomo de funcionamiento como un átomo central , mientras que los parámetros m y n dependen de la estado de oxidación del elemento X. En la mayoría de casos, el elemento X es un no metal , pero algunos metales , por ejemplo, el cromo y el manganeso , pueden formar oxiácidos cuando se encuentran en sus estados de oxidación más altos . [3]
Cuando se calientan los oxiácidos, muchos de ellos se disocian en agua y el anhídrido del ácido. En la mayoría de los casos, estos anhídridos son óxidos de no metales. Por ejemplo, el dióxido de carbono , CO 2 , es el anhídrido del ácido carbónico , H 2 CO 3 , y el trióxido de azufre , SO 3 , es el anhídrido del ácido sulfúrico , H 2 SO 4 . Estos anhídridos reaccionan rápidamente con el agua y vuelven a formar esos oxiácidos. [4]
Muchos ácidos orgánicos , como los ácidos carboxílicos y los fenoles , son oxiácidos. [3] Sin embargo, su estructura molecular es mucho más complicada que la de los oxiácidos inorgánicos.
La mayoría de los ácidos que se encuentran comúnmente son oxiácidos. [3] De hecho, en el siglo XVIII, Lavoisier asumió que todos los ácidos contienen oxígeno y que el oxígeno causa su acidez. Debido a esto, le dio a este elemento su nombre, oxigenium , derivado del griego y que significa productor de ácido , que todavía se usa, en una forma más o menos modificada, en la mayoría de los idiomas. [5] Más tarde, sin embargo, Humphry Davy demostró que el llamado ácido muriático no contenía oxígeno, a pesar de ser un ácido fuerte; en cambio, es una solución de cloruro de hidrógeno , HCl. [6] Estos ácidos que no contienen oxígeno se conocen hoy en día como hidroácidos.
Nombres de oxiácidos inorgánicos
Muchos oxiácidos inorgánicos se denominan tradicionalmente con nombres que terminan con la palabra ácido y que también contienen, en una forma algo modificada, el nombre del elemento que contienen además de hidrógeno y oxígeno. Ejemplos bien conocidos de tales ácidos son ácido sulfúrico , ácido nítrico y ácido fosfórico .
Esta práctica está plenamente establecida y la IUPAC ha aceptado tales nombres. A la luz de la nomenclatura química actual , esta práctica es una excepción, porque los nombres sistemáticos de los compuestos se forman según los elementos que contienen y su estructura molecular, no según otras propiedades (por ejemplo, acidez ) que tienen. [7]
Sin embargo, la IUPAC recomienda no llamar a compuestos futuros que aún no se hayan descubierto con un nombre que termine con la palabra ácido . [7] De hecho, los ácidos se pueden llamar con nombres formados agregando la palabra hidrógeno delante del anión correspondiente ; por ejemplo, el ácido sulfúrico también podría llamarse sulfato de hidrógeno (o sulfato de dihidrógeno ). [8] De hecho, el nombre completamente sistemático del ácido sulfúrico, de acuerdo con las reglas de la IUPAC, sería dihidroxidodioxidosulfuro y el del ion sulfato, tetraoxidosulfato (2−) , [9] Sin embargo, tales nombres casi nunca se usan.
Sin embargo, el mismo elemento puede formar más de un ácido cuando se combina con hidrógeno y oxígeno. En tales casos, la práctica inglesa para distinguir tales ácidos es usar el sufijo -ic en el nombre del elemento en el nombre del ácido que contiene más átomos de oxígeno, y el sufijo -ous en el nombre del elemento en el nombre de el ácido contiene menos átomos de oxígeno. Así, por ejemplo, el ácido sulfúrico es H 2 SO 4 y el ácido sulfuroso es H 2 SO 3 . De manera análoga, el ácido nítrico es HNO 3 y el ácido nitroso es HNO 2 . Si hay más de dos oxiácidos que tienen el mismo elemento que el átomo central, entonces, en algunos casos, los ácidos se distinguen añadiendo el prefijo per- o hypo- a sus nombres. Sin embargo, el prefijo per- se usa solo cuando el átomo central es un halógeno o un elemento del grupo 7 . [8] Por ejemplo, el cloro tiene los cuatro oxiácidos siguientes:
- ácido hipocloroso HClO
- ácido cloroso HClO 2
- ácido clorhídrico HClO 3
- ácido perclórico HClO 4
El sufijo -ita aparece en los nombres de aniones y sales derivados de ácidos cuyos nombres terminan en el sufijo -ous . Por otro lado, el sufijo -ato aparece en los nombres de aniones y sales derivados de ácidos cuyos nombres terminan en el sufijo -ic . Los prefijos hipo- y per- aparecen en el nombre de aniones y sales; por ejemplo el ion ClO-
4se llama perclorato . [8]
En unos pocos casos, los prefijos orto- y para- aparecen en los nombres de algunos oxiácidos y sus aniones derivados. En tales casos, el paraácido es lo que se puede pensar que queda del ortoácido si una molécula de agua se separa de la molécula de ortoácido . Por ejemplo, el ácido fosfórico , H 3 PO 4 , a veces se ha llamado ácido ortofosfórico , para distinguirlo del ácido metafosfórico , HPO 3 . [8] Sin embargo, de acuerdo con la IUPAC normas actuales 's, el prefijo orto debe ser utilizado en los nombres de ácido orthotelluric y ácido ortoperyódico , y sus correspondientes aniones y sales. [10]
Ejemplos de
En la siguiente tabla, la fórmula y el nombre del anión se refieren a lo que queda del ácido cuando pierde todos sus átomos de hidrógeno como protones. Sin embargo, muchos de estos ácidos son polipróticos y, en tales casos, también existen uno o más aniones intermedios. En nombre de tales aniones, se agrega el prefijo hidrógeno- (en la nomenclatura anterior bi- ), con prefijos numéricos si es necesario. Por ejemplo, SO2−
4es el anión sulfato y HSO-
4, el anión hidrogenosulfato (o bisulfato). Del mismo modo, PO3−
4es fosfato , HPO2−
4es hidrogenofosfato y H
2correos-
4 es dihidrogenofosfato.
Grupo de elementos | Elemento (átomo central) | Estado de oxidación | Fórmula ácida | Nombre ácido [8] [9] | Fórmula de aniones | Nombre del anión |
---|---|---|---|---|---|---|
6 | Cromo | +6 | H 2CrO 4 | Ácido cromico | CrO2− 4 | Cromato |
H 2Cr 2O 7 | Ácido dicromico | Cr 2O2- 7 | Dicromato | |||
7 | Manganeso | +7 | HMnO 4 | Ácido permangánico | MnO- 4 | Permanganato |
+6 | H 2MnO 4 | Ácido mangánico | MnO2− 4 | Manganato | ||
Tecnecio | +7 | HTcO 4 | Ácido pertecnético | TcO- 4 | Pertecnetato | |
+6 | H 2TcO 4 | Ácido Tecnético | TcO2− 4 | Technetate | ||
Renio | +7 | HReO 4 | Ácido perrénico | ReO- 4 | Perseverar | |
+6 | H 2ReO 4 | Ácido tetraoxorénico (VI) | ReO2− 4 | Renato (VI) | ||
+5 | HReO 3 | Ácido trioxorénico (V) | ReO- 3 | Trioxorhenato (V) | ||
H 3ReO 4 | Ácido tetraoxorénico (V) | ReO3− 4 | Tetraoxorhenato (V) | |||
H 4Re 2O 7 | Ácido heptaoxodirénico (V) | Re 2O4− 7 | Dirhenato (V) | |||
8 | Hierro | +6 | H 2 FeO 4 | Ácido férrico | FeO 4 2– | Ferrato |
Rutenio | +6 | H 2 RuO 4 | Ácido rutenico | RuO 4 2– | Rutenado | |
+7 | HRuO 4 | Ácido perruténico | RuO 4 - | Perruthenate ( tenga en cuenta la diferencia de uso en comparación con el osmio ) | ||
+8 | H 2 RuO 5 | Ácido hiperrutenico | HRuO 5 - | Hiperrutenato [11] | ||
Osmio | +6 | H 6 OsO 6 | Ácido osmico | H 4 OsO 6 2– | Osmate | |
+8 | H 4 OsO 6 | Ácido perósmico | H 2 OsO 6 2– | Perosmato ( tenga en cuenta la diferencia de uso en comparación con el rutenio ) | ||
13 | Boro | +3 | H 3BO 3 | Ácido bórico (anteriormente ácido ortobórico ) [10] | BO3− 3 | Borato (anteriormente ortoborato ) |
(HBO 2) norte | Ácido metabórico | BO- 2 | Metaborato | |||
14 | Carbón | +4 | H 2CO 3 | Ácido carbónico | CO2− 3 | Carbonato |
Silicio | +4 | H 4SiO 4 | Ácido silícico (anteriormente ácido ortosilícico ) [10] | SiO4− 4 | Silicato (anteriormente ortosilicato ) | |
H 2SiO 3 | Ácido meta-silícico | SiO2− 3 | Metasilicato | |||
14, 15 | Carbono, nitrógeno | +4, −3 | HOCN | Ácido cianico | OCN- | Cianato |
15 | Nitrógeno | +5 | HNO 3 | Ácido nítrico | NO- 3 | Nitrato |
HNO 4 | Ácido peroxinítrico | NO- 4 | Peroxinitrato | |||
H 3NO 4 | Ácido ortonitrico | NO3− 4 | Ortonitrato | |||
+3 | HNO 2 | Ácido nitroso | NO- 2 | Nitrito | ||
HOONO | Ácido peroxinitroso | OONO- | Peroxinitrito | |||
+2 | H 2NO 2 | Ácido nitroxílico | NO2− 2 | Nitroxilato | ||
+1 | H 2norte 2O 2 | Ácido hiponitroso | norte 2O2− 2 | Hiponitrito | ||
Fósforo | +5 | H 3correos 4 | Ácido fosfórico (anteriormente ácido ortofosfórico ) [10] | correos3− 4 | Fosfato (ortofosfato) | |
HPO 3 | Ácido metafosfórico | correos- 3 | Metafosfato | |||
H 4PAG 2O 7 | Ácido pirofosfórico (ácido difosfórico) | PAG 2O4− 7 | Pirofosfato (difosfato) | |||
H 3correos 5 | Ácido peroxomonofosfórico | correos3− 3 | Peroxomonofosfato | |||
+5, +3 | (HO) 2POPO (OH) 2 | Ácido difosfórico (III, V) | O 2POPOO2− 2 | Difosfato (III, V) | ||
+4 | (HO) 2OPPO (OH) 2 | Ácido hipofosfórico ( ácido difosfórico (IV)) | O 2OPPOO4− 2 | Hipofosfato (difosfato (IV)) | ||
+3 | H 2PHO 3 | Ácido fosfónico | PHO2− 3 | Fosfonato | ||
H 2PAG 2H 2O 5 | Ácido difosfónico | PAG 2H 2O5− 3 | Difosfonato | |||
+1 | HPH 2O 2 | Ácido fosfínico (ácido hipofosforoso) | PH 2O- 2 | Fosfinato (hipofosfito) | ||
Arsénico | +5 | H 3AsO 4 | Ácido arsénico | AsO3− 4 | Arsenato | |
+3 | H 3AsO 3 | Ácido arsénico | AsO3− 3 | Arsenito | ||
dieciséis | Azufre | +6 | H 2ENTONCES 4 | Ácido sulfúrico | ENTONCES2− 4 | Sulfato |
H 2S 2O 7 | Ácido disulfúrico | S 2O2- 7 | Disulfato | |||
H 2ENTONCES 5 | Ácido peroxomonosulfúrico | ENTONCES2− 5 | Peroxomonosulfato | |||
H 2S 2O 8 | Ácido peroxodisulfúrico | S 2O2− 8 | Peroxodisulfato | |||
+5 | H 2S 2O 6 | Ácido ditionico | S 2O2− 6 | Ditionato | ||
+5, 0 | H 2S XO 6 | Ácidos politiónicos ( x = 3, 4 ...) | S XO2− 6 | Politionatos | ||
+4 | H 2ENTONCES 3 | Ácido sulfúrico | ENTONCES2− 3 | Sulfito | ||
H 2S 2O 5 | Ácido disulfuroso | S 2O2− 5 | Disulfito | |||
+4, 0 | H 2S 2O 3 | Ácido tiosulfúrico | S 2O2− 3 | Tiosulfato | ||
+3 | H 2S 2O 4 | Ácido ditionoso | S 2O2− 4 | Ditionita | ||
+3, −1 | H 2S 2O 2 | Ácido tiosulfuroso | S 2O2− 2 | Tiosulfito | ||
+2 | H 2ENTONCES 2 | Ácido sulfoxílico (ácido hiposulfuroso) | ENTONCES2− 2 | Sulfoxilato (hiposulfito) | ||
+1 | H 2S 2O 2 | Dihidroxidisulfano | S 2O2− 2 | |||
0 | HSOH | Ácido sulfénico | HSO- | Sulfinita | ||
Selenio | +6 | H 2SeO 4 | Ácido selenico | SeO2− 4 | Selenate | |
+4 | H 2SeO 3 | Ácido selenoso | SeO2− 3 | Selenita | ||
Telurio | +6 | H 2TeO 4 | Ácido telúrico | TeO2− 4 | Tellurate | |
H 6TeO 6 | Ácido ortotelúrico | TeO6− 6 | Orthotellurate | |||
+4 | H 2TeO 3 | Ácido teluroso | TeO2− 3 | Telurito | ||
17 | Cloro | +7 | HClO 4 | Ácido perclórico | ClO- 4 | Perclorato |
+5 | HClO 3 | Ácido clorhídrico | ClO- 3 | Clorato | ||
+3 | HClO 2 | Ácido cloroso | ClO- 2 | Clorita | ||
+1 | HClO | Ácido hipocloroso | ClO- | Hipoclorito | ||
Bromo | +7 | HBrO 4 | Ácido perbrómico | Hermano- 4 | Perbromato | |
+5 | HBrO 3 | Ácido brómico | Hermano- 3 | Bromato | ||
+3 | HBrO 2 | Ácido bromoso | Hermano- 2 | Bromita | ||
+1 | HBrO | Ácido hipobromoso | Hermano- | Hipobromito | ||
Yodo | +7 | HIO 4 | Ácido periódico | IO- 4 | Periodato | |
H 5IO 6 | Ácido ortoperiódico | IO5− 6 | Ortoperiodato | |||
+5 | HIO 3 | Ácido yodo | IO- 3 | Iodate | ||
+1 | HIO | Ácido hipoyodoso | IO- | Hipoyodito | ||
18 | Xenón | +6 | H 2 XeO 4 | Ácido xénico | HXeO 4 - | Hidrogenxenato ( se desconoce el xenato dibásico ) |
+8 | H 4 XeO 6 | Ácido perxénico | XeO 6 4– | Perxenato |
Fuentes
- Kivinen, Antti; Mäkitie, Osmo (1988). Kemia (en finlandés). Helsinki, Finlandia: Otava. ISBN 951-1-10136-6.
- Nomenclatura de compuestos inorgánicos, Recomendaciones de la IUPAC 2005 (Libro Rojo 2005) . Unión internacional de Química Pura Aplicada. 2005. ISBN 0-85404-438-8.[ enlace muerto ]
- Otavan suuri ensyklopedia, volumen 2 (Cid-Harvey) (en finlandés). Helsinki, Finlandia: Otava. 1977. ISBN 951-1-04170-3.
Ver también
- Ácido fuerte
- Ácido débil
- Electronegatividad
- Ácido hipohaloso
- Oxoácido de azufre
Referencias
- ^ Química, Unión Internacional de Puras y Aplicadas. Compendio de terminología química de la IUPAC . iupac.org . IUPAC. doi : 10.1351 / goldbook.O04374 .
- ^ Química, Unión Internacional de Puras y Aplicadas. Compendio de terminología química de la IUPAC . iupac.org . IUPAC. doi : 10.1351 / goldbook.I02949 .
- ↑ a b c d e f g Kivinen, Mäkitie: Kemia, p. 202-203, capítulo = Happihapot
- ^ "Hapot". Otavan iso Fokus, Parte 2 (El-Io) . Otava. 1973. p. 990. ISBN 951-1-00272-4.
- ↑ Otavan suuri Ensyklopedia, s. 1606, art. Happi
- ↑ Otavan suuri Ensyklopedia, s. 1605, art. Hapot ja emäxet
- ↑ a b Libro rojo, 2005, s. 124, capítulo IR-8: Ácidos inorgánicos y derivados
- ↑ a b c d e Kivinen, Mäkitie: Kemia, p. 459-461, capítulo Kemian nimistö: Hapot
- ↑ a b Libro rojo, 2005, p. 129-132, tabla IR-8-1
- ↑ a b c d Libro rojo, 2005, p. 132, nota un
- ^ Enciclopedia de fuentes de energía electroquímica . Garche, Jürgen., Dyer, Chris K. Amsterdam: Academic Press. 2009. p. 854. ISBN 978-0444527455. OCLC 656362152 .CS1 maint: otros ( enlace )
enlaces externos
- Definición de la IUPAC de "oxoácido" (del Libro de Oro )