Las cuatro clases de compuestos inorgánicos
Los óxidos son compuestos de un elemento con oxígeno, como CaO o CO₂. Los óxidos de metales suelen ser básicos; los de no metales suelen ser ácidos; algunos, como Al₂O₃ y ZnO, son anfóteros (reaccionan con ácidos y con bases).
Los ácidos liberan iones H⁺ en agua (HCl, H₂SO₄, HNO₃). Las bases liberan iones OH⁻ o aceptan H⁺ (NaOH, Ca(OH)₂, NH₃). Una base que se disuelve en agua es un álcali. Las sales están formadas por un ion metálico (o NH₄⁺) y el ion sobrante de un ácido (NaCl, CuSO₄, NH₄NO₃).
Ideas de ácido-base que debes conocer
- Arrhenius: el ácido libera H⁺ en agua; la base libera OH⁻.
- Brønsted–Lowry: el ácido cede un protón; la base acepta un protón. El NH₃ es una base porque toma H⁺.
- Lewis: el ácido acepta un par de electrones; la base dona uno.
Nombres de ácidos, bases y sales
- Ácidos binarios: ácido + raíz + -hídrico: HCl ácido clorhídrico, HBr ácido bromhídrico.
- Oxoácidos: más oxígeno = terminación -ico, menos oxígeno = -oso: H₂SO₄ sulfúrico, H₂SO₃ sulfuroso; HNO₃ nítrico, HNO₂ nitroso.
- Bases: hidróxido de + metal: NaOH hidróxido de sodio, Fe(OH)₃ hidróxido de hierro(III) (el número romano indica la carga).
- Sales: primero el anión, luego el metal, y la terminación del ácido cambia: -ico → -ato, -oso → -ito, -hídrico → -uro. Así, H₂SO₄ da sulfatos, H₂SO₃ sulfitos y HCl cloruros.
- Las sales ácidas aún tienen H: NaHCO₃ hidrogenocarbonato de sodio. Las sales básicas aún tienen OH: Mg(OH)Cl.
El vínculo genético entre las clases
Se puede seguir un mismo elemento por las distintas clases, como una línea familiar:
Metal: Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ (2Ca + O₂ → 2CaO; CaO + H₂O → Ca(OH)₂; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O)
No metal: S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃
Las dos líneas se encuentran en una sal. Las sales se forman de muchas maneras: ácido + base, ácido + metal, ácido + óxido básico, base + óxido ácido, y ácido + carbonato.
Introducción a la valoración
Una valoración (titulación) averigua la concentración desconocida de una solución haciéndola reaccionar con otra de concentración conocida (la solución patrón o titulante).
- Con una pipeta, pon un volumen exacto (por ejemplo 25.0 mL) del ácido desconocido en un matraz Erlenmeyer. Añade 2–3 gotas de indicador.
- Llena la bureta con la base patrón. Lee el volumen inicial en la parte baja del menisco, a la altura de los ojos.
- Añade la base mientras giras el matraz. Cerca del final, añádela gota a gota.
- Para en el primer cambio de color permanente: el punto final. Anota la lectura final. Repite hasta que dos resultados coincidan con una diferencia de 0.10 mL o menos (resultados concordantes).
Punto de equivalencia = los moles de ácido y de base coinciden exactamente según la ecuación. Punto final = cuando cambia el indicador. Un buen indicador hace que ambos sean casi iguales.
Curvas de valoración y elección del indicador
Si dibujas el pH frente al volumen de base añadido, se obtiene una curva de valoración en forma de S.
- Ácido fuerte + base fuerte (HCl + NaOH): el pH empieza cerca de 1, salta bruscamente de unos 3 a 11, y la equivalencia está en pH 7. Sirven la fenolftaleína y el naranja de metilo.
- Ácido débil + base fuerte (CH₃COOH + NaOH): empieza cerca de pH 3, tiene una zona plana amortiguadora (buffer), y la equivalencia queda por encima de 7 (unos 8.7). Usa fenolftaleína (cambia entre 8.2 y 10). En la semiequivalencia, pH = pKa.
- Ácido fuerte + base débil (HCl + NH₃): la equivalencia queda por debajo de 7 (unos 5). Usa naranja de metilo (cambia entre 3.1 y 4.4).
- Débil + débil: no hay salto marcado, así que ningún indicador funciona bien; usa un pHmetro.
Regla: elige un indicador cuyo rango de cambio de color esté dentro de la parte empinada de la curva.
Cálculos de valoración
Moles = concentración (mol/L) × volumen (L). Usa la proporción de la ecuación balanceada.
Para HCl + NaOH (1 : 1): CaVa = CbVb.
Para H₂SO₄ + 2NaOH: moles de NaOH = 2 × moles de H₂SO₄, así que 2CaVa = CbVb.
Antes de la equivalencia (ácido fuerte): [H⁺] = (moles de ácido que sobran) ÷ (volumen total). Después: [OH⁻] = (moles de base en exceso) ÷ (volumen total), y luego pH = 14 − pOH (a 25 °C).
Fórmulas y definiciones clave
- n = C × V (V en litros)
- Reacción 1 : 1: C₁V₁ = C₂V₂
- a·CₐVₐ = b·C_bV_b (a, b = número de H⁺ / OH⁻ que libera cada uno)
- pH = −log[H⁺]; pH + pOH = 14 (25 °C)
- Ácido débil en la semiequivalencia: pH = pKa
Ejemplos resueltos
1. Nombra: (a) HNO₂ (b) K₂SO₄ (c) Fe(OH)₂ (d) NaHCO₃.
(a) ácido nitroso (menos O → -oso). (b) sulfato de potasio (sulfúrico → sulfato). (c) hidróxido de hierro(II). (d) hidrogenocarbonato de sodio, una sal ácida.
2. Escribe la cadena genética del magnesio que termine en cloruro de magnesio.
2Mg + O₂ → 2MgO; MgO + H₂O → Mg(OH)₂; Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O.
3. 25.0 mL de HCl necesitan 20.0 mL de NaOH 0.100 M. Calcula [HCl].
n(NaOH) = 0.100 × 0.0200 = 0.00200 mol = n(HCl). C = 0.00200 ÷ 0.0250 = 0.0800 M.
4. 20.0 mL de H₂SO₄ se neutralizan con 32.0 mL de NaOH 0.250 M. Calcula [H₂SO₄].
n(NaOH) = 0.250 × 0.0320 = 0.00800 mol. H₂SO₄ : NaOH = 1 : 2, así que n(H₂SO₄) = 0.00400 mol. C = 0.00400 ÷ 0.0200 = 0.200 M.
5. 25.0 mL de HCl 0.100 M. Calcula el pH tras añadir 20.0 mL de NaOH 0.100 M.
Ácido 0.00250 mol, base 0.00200 mol. H⁺ sobrante = 0.000500 mol en 45.0 mL. [H⁺] = 0.000500 ÷ 0.0450 = 0.0111 M. pH = 1.95.
6. Mismo matraz, tras 30.0 mL de NaOH. Calcula el pH.
Base 0.00300 mol, OH⁻ en exceso = 0.000500 mol en 55.0 mL. [OH⁻] = 0.00909 M, pOH = 2.04, pH = 11.96. El pH saltó de unos 2 a 12 en solo 10 mL: la parte empinada de la curva.
Errores comunes
- Olvidar convertir mL a L antes de calcular los moles.
- Usar C₁V₁ = C₂V₂ para H₂SO₄ + NaOH; hay que usar la proporción 1 : 2.
- Pensar que el punto de equivalencia siempre está en pH 7. Solo ocurre con ácido fuerte + base fuerte.
- Leer la bureta desde arriba o desde abajo de la línea del menisco (error de paralaje), o no enjuagar la bureta con el titulante antes de llenarla.