Síntesis y propiedades de ácidos, y sales

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Ácidos oxoácidos

Un ácido oxoácido es un compuesto químico en el que el hidrógeno está unido a un átomo central no metálico que a su vez está enlazado a oxígenos, de manera que puede liberar protones (H⁺) en disolución acuosa. Estos ácidos se caracterizan por formar iones oxoaniónicos al perder uno o más protones, y son esenciales en química inorgánica, industria y bioquímica. La nomenclatura de los oxoácidos depende de la cantidad de oxígenos presentes y del estado de oxidación del elemento central.

Los aniones base más comunes derivados de oxoácidos se presentan a continuación, indicando la correspondencia entre ácido y su anión:

Clórico / Clorato – ClO₃⁻; Brómico / Bromato – BrO₃⁻; Yódico / Yodato – IO₃⁻; Nítrico / Nitrato – NO₃⁻; Sulfúrico / Sulfato – SO₄²⁻; Crómico / Cromato – CrO₄²⁻; Dicrómico / Dicromato – Cr₂O₇²⁻; Selénico / Seleniato – SeO₄²⁻; Mangánico / Manganato – MnO₄²⁻; Permangánico / Permanganato – MnO₄⁻; Bórico / Borato – BO₃³⁻; Ortofosfórico / Ortofosfato – PO₄³⁻; Arsénico / Arseniato – AsO₄³⁻; Vanádico / Vanadato – VO₄³⁻; Metafosfórico / Metafosfato – PO₃⁻; Pirofosfórico / Pirofosfato – P₂O₇²⁻; Carbónico / Carbonato – CO₃²⁻

La variación en la cantidad de oxígenos se refleja en la nomenclatura: al añadir un oxígeno, se utiliza el prefijo “per” (perclórico HClO₄ / perclorato ClO₄⁻); al eliminar uno, cambia la terminación a “oso/ito” (cloroso HClO₂ / clorito ClO₂⁻); y al quitar dos oxígenos, se añade el prefijo “hipo” (hipocloroso HClO / hipoclorito ClO⁻).

Algunos oxoácidos forman estructuras más complejas por polimerización o distintos estados de oxidación. Por ejemplo, el ácido dicrómico H₂Cr₂O₇ es polimérico del ácido crómico H₂CrO₄, el ácido bórico H₃BO₃ puede formar polímeros como H₃B₃O₆, y el ácido silícico H₄SiO₄ muestra sustitución de oxígenos por grupos OH. Otros ejemplos incluyen H₂N₂O₂ (ácidos de nitrógeno), H₃PO₄ (ácido fosfórico) y H₂S₂O₈ (peroximonosulfúrico).

Aunque existen ácidos raros de difícil predicción, los más comunes y predecibles se emplean en enseñanza y en procesos industriales, como la producción de fertilizantes, ácidos industriales y tratamiento de aguas, mientras que los complejos se reservan principalmente a la investigación avanzada en química inorgánica y bioquímica.

Los ácidos oxoácidos se caracterizan principalmente por su acidez, es decir, su capacidad de liberar protones (H⁺) en solución acuosa. Esta propiedad depende tanto del estado de oxidación del elemento central como del número de oxígenos enlazados al mismo; a mayor electronegatividad del elemento y mayor número de oxígenos, mayor tendencia a ceder protones y, por lo tanto, mayor acidez. La liberación de estos protones es la base de muchas reacciones químicas en disolución y permite la formación de sales cuando reaccionan con bases, así como la participación en reacciones redox cuando actúan como agentes oxidantes.

Los protones liberados por los oxoácidos también pueden interactuar secundariamente con otras sustancias, alterando la estabilidad de moléculas, materiales y superficies. Por ejemplo, en la piel humana, el contacto con ácidos concentrados puede desnaturalizar proteínas y lípidos, provocando quemaduras químicas. En los metales, estos protones facilitan la corrosión, reaccionando con el metal y formando óxidos o sales solubles que degradan la superficie metálica. En la atmósfera, los oxoácidos como el H₂SO₄ o HNO₃ disueltos en agua generan lluvia ácida, que afecta suelos, vegetación, cuerpos de agua y estructuras de construcción.

Además de su efecto destructivo, la acidez de los oxoácidos es aprovechada de manera controlada en la industria y la biología. En procesos industriales, se utilizan para ajustar el pH, catalizar reacciones o producir compuestos químicos como fertilizantes, pigmentos y explosivos. En el organismo, algunos oxoácidos, como el ácido fosfórico y el ácido carbónico, participan en rutas metabólicas y en la regulación del equilibrio ácido-base, mostrando que su capacidad para liberar protones no solo determina riesgos y daños, sino también funciones esenciales para la química biológica y ambiental. Por estas razones, comprender la acidez, la liberación de protones y sus reacciones secundarias es fundamental para manipular, prevenir daños y aprovechar estos compuestos de manera segura y eficiente.

Los ácidos oxoácidos se producen a partir de óxidos ácidos y agua, recuerda que no necesariamente son no metales, algunos metales en altos estados de oxidación son ácidos:

Ácido crómico (H₂CrO₄)
Síntesis: CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄ El ácido crómico se utiliza principalmente como agente oxidante en laboratorios y en la industria para cromado y tratamiento de superficies metálicas. Esta síntesis a partir del óxido es didáctica, útil para entender la relación entre óxidos ácidos y ácidos oxoácidos, aunque a nivel industrial se producen soluciones concentradas de dicrómico o se emplean sales de cromo en lugar de sintetizar directamente H₂CrO₄.

Ácido permangánico (HMnO₄)
Síntesis: Mn₂O₇ + H₂O → 2 HMnO₄ El ácido permangánico es un oxidante muy potente, utilizado en síntesis orgánica y análisis químico. La síntesis directa desde Mn₂O₇ se realiza en laboratorio, pero a nivel industrial se prefiere producir permanganatos de sodio o potasio y luego acidificarlos según la aplicación, ya que el ácido puro es muy inestable y peligroso.

Ácido sulfúrico (H₂SO₄)
Síntesis: SO₃ + H₂O → H₂SO₄ Esta reacción representa la ruta didáctica clásica para vincular el óxido SO₃ con el ácido sulfúrico. Industrialmente, la producción se realiza mediante el proceso de contacto, donde el SO₃ se absorbe en H₂SO₄ concentrado en torres de absorción, optimizando seguridad y eficiencia. El ácido sulfúrico es fundamental en fertilizantes, refinerías, baterías y síntesis química.

Ácido perclórico (HClO₄)
Síntesis: Cl₂O₇ + H₂O → 2 HClO₄ El ácido perclórico es un oxidante fuerte, usado en química analítica y síntesis de compuestos organoperclorados. La síntesis directa del óxido diclórico con agua es solo didáctica, ya que industrialmente se generan soluciones de HClO₄ a partir de sales perclorato por disolución y concentración controlada, debido a la alta reactividad y riesgo explosivo del óxido.

Estos ejemplos muestran cómo los óxidos ácidos pueden convertirse en ácidos oxoácidos mediante adición de agua, lo que permite vincular conceptos de química inorgánica, aunque las rutas industriales suelen ser más seguras y económicas.

Sales

Una sal es el compuesto iónico por excelencia, formado por la combinación de un catión y un anión, donde ambos pueden ser simples o complejos. Las sales más sencillas incluyen ejemplos como el cloruro de sodio (NaCl), mientras que las más complejas involucran iones poliatómicos tanto en el catión como en el anión, como ocurre en el sulfato de amonio ((NH₄)₂SO₄). A pesar de la complejidad de los iones involucrados, la formulación de las sales sigue principios claros: se respeta la ley de conservación de carga, utilizando la regla de aspa para equilibrar las cargas de los iones, y se aplica la nomenclatura Stock, excepto en los casos de sales que contienen el ion amonio (NH₄⁺), que se nombran simplemente como “sal de amonio” como en sulfato de amonio. Esta sistematización permite construir fórmulas correctas y nombres claros, independientemente de la complejidad del compuesto.

Las sales tienen gran importancia biológica, principalmente porque muchas de ellas son solubles en agua y se absorben fácilmente durante la ingesta. En el cuerpo humano, son esenciales los electrolitos, que no son más que sales disueltas en estado acuoso, capaces de mantener el equilibrio osmótico, la transmisión nerviosa y la contracción muscular. Entre estos componentes destacan el sodio, el cloro, el potasio y el yodo, que cumplen funciones vitales para la homeostasis. La ingesta adecuada de sales asegura que los procesos celulares y fisiológicos se mantengan funcionando correctamente, mientras que su deficiencia o exceso puede generar desequilibrios metabólicos importantes.

En el ámbito vegetal, las sales también son fundamentales. Muchos fertilizantes consisten en sales solubles, como sulfato de amonio, nitrato de potasio o fosfatos, que proporcionan a las plantas nutrientes esenciales para su crecimiento, desarrollo y producción. Estos compuestos suministran elementos como nitrógeno, fósforo, potasio y azufre, necesarios para la síntesis de proteínas, ácidos nucleicos y otras biomoléculas. Así, tanto en organismos humanos como en plantas, las sales cumplen funciones cruciales en la nutrición, el metabolismo y la productividad, destacando su relevancia económica y biológica a nivel global.

Las sales se producen al reaccionar un hidróxido con un ácido para producir sal mas agua:

Cloruro de sodio (NaCl)
Síntesis: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Comentario: Esta reacción representa un ejemplo clásico de neutralización ácido-base. El cloruro de sodio es la sal más común, usada en alimentación, conservación de alimentos, industria química y producción de cloro y sosa cáustica. Es un ejemplo didáctico de cómo un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una sal y agua.

Nitrato de calcio (Ca(NO₃)₂)
Síntesis: 2 HNO₃ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + 2 H₂O
Comentario: El nitrato de calcio se usa principalmente como fertilizante y en la industria pirotécnica. Esta reacción muestra cómo un ácido fuerte puede reaccionar con una base que tiene cationes metálicos divalentes, produciendo una sal solubilizable y agua.

Sulfato de cobre (CuSO₄)
Síntesis: H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2 H₂O
Comentario: El sulfato de cobre se emplea en tratamientos agrícolas como fungicida, en galvanoplastia y en laboratorios de química. Su síntesis a partir del ácido sulfúrico y la base hidróxido de cobre permite observar la formación de sales con metales de transición, que pueden presentar colores característicos.

Sulfato de amonio ((NH₄)₂SO₄)
Síntesis: H₂SO₄ + 2 NH₄OH → (NH₄)₂SO₄ + 2 H₂O
Comentario: El sulfato de amonio es un fertilizante nitrogenado ampliamente utilizado. La reacción ejemplifica cómo un ácido fuerte puede neutralizar una base de amonio, formando una sal cuyas propiedades la hacen esencial para la nutrición de plantas y la agricultura industrial.

Referencias

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