Oxácido: características, cómo se forman y ejemplos
Un oxácido u oxoácido es un ácido ternario compuesto de hidrógeno, oxígeno y un elemento no metálico que constituye el llamado átomo central. Dependiendo del número de átomos de oxígeno, y por consiguiente, los estados de oxidación del elemento no metálico, pueden formarse varios oxácidos.
Estas sustancias son puramente inorgánicas; sin embargo, el carbono puede formar uno de los oxácidos más conocidos: el ácido carbónico, H2CO3. Como su fórmula química demuestra por sí sola, posee tres átomos de O, uno de C y dos de H.
Los dos átomos de H del H2CO3 se liberan al medio como H+, lo que explica sus características ácidas. Si se calienta una solución acuosa de ácido carbónico desprenderá un gas.
Este gas es el dióxido de carbono, CO2, una molécula inorgánica que se origina en la combustión de hidrocarburos y la respiración celular. Si se regresara el CO2 al recipiente de agua, el H2CO3 volvería a formarse; por lo tanto, el oxoácido se forma cuando reacciona cierta sustancia con el agua.
Esta reacción no solo se observa para el CO2, sino para otras moléculas covalentes inorgánicas llamadas óxidos ácidos.
Los oxácidos presentan una vasta cantidad de usos, los cuales resultan difíciles de describir en forma general. Su aplicación dependerá enormemente del átomo central y del número de oxígenos.
Pueden servir desde compuestos para síntesis de materiales, fertilizantes y explosivos, hasta para fines analíticos o producción de bebidas gaseosas; como ocurre con el ácido carbónico y el ácido fosfórico, H3PO4, formando parte de la composición de estas bebidas.
Índice del artículo
- 1 Características y propiedades de un oxácido
- 2 ¿Cómo se forman los oxácidos?
- 3 Nomenclatura
- 4 Ejemplos
- 5 Referencias
En la imagen superior se muestra una fórmula genérica H.E.O para los oxácidos. Como puede verse, posee hidrógeno (H), oxígeno (O) y un átomo central (E); que para el caso del ácido carbónico, es el carbono, C.
El hidrógeno de los oxácidos está usualmente unido a un átomo de oxígeno y no al átomo central. El ácido fosforoso, H3PO3, representa un caso particular donde uno de los hidrógenos está enlazado al átomo fósforo; por lo tanto, su fórmula estructural se representa mejor como (OH)2OPH.
Mientras que para el ácido nitroso, HNO2, tiene un esqueleto H-O-N=O, por lo que tiene un grupo hidroxilo (OH) que se disocia para liberar el hidrógeno.
Entonces una de las principales características de un oxácido no es solo que posee oxígeno, sino que además este se haya como un grupo OH.
Por otro lado, algunos oxácidos poseen lo que se denomina un grupo oxo, E=O. En el caso del ácido fosforoso, tiene un grupo oxo, P=O. Carecen de átomos de H, por lo que “no son responsables” de la acidez.
El átomo central (E) puede o no ser un elemento electronegativo, dependiendo de su ubicación en el bloque p de la tabla periódica. Por otro lado, el oxígeno, elemento ligeramente más electronegativo que el nitrógeno, atrae los electrones del enlace OH; permitiendo así la liberación del ion H+.
E está por tanto enlazado a grupos OH. Al liberarse un ion H+ se produce la ionización del ácido; es decir, adquiere una carga eléctrica, que en su caso es negativa. Un oxácido podrá liberar tantos iones H+ como grupos OH tenga en su estructura; y mientras más haya, mayor será la carga negativa.
Azufre para el ácido sulfúrico
El ácido sulfúrico, poliprótico, tiene como fórmula molecular H2SO4. Esta fórmula también puede escribirse de la forma siguiente: (OH)2SO2, para recalcar que el ácido sulfúrico tiene dos grupos hidroxilos unidos al azufre, su átomo central.
Las reacciones de su ionización son:
H2SO4 => H+ + HSO4–
Luego se libera el segundo H+ del grupo OH restante, de manera más lenta hasta el punto de poder establecerse un equilibrio:
HSO4– => H+ + SO42–
La segunda disociación es más dificultosa que la primera, ya que debe separarse una carga positiva (H+) de una carga doblemente negativa (SO42-).
La fuerza de casi todos los oxácidos que tienen el mismo átomo central (no metal), aumenta con el incremento del estado de oxidación del elemento central; el cual a su vez se relaciona directamente con el incremento del número de átomos de oxígeno.
Por ejemplo, se muestran tres series de oxácidos cuyas fuerzas de acidez están ordenadas de menor a mayor:
H2SO3 H2SO4
HNO2 HNO3
HClO HClO2 HClO3 HClO4
En la mayoría de los oxácidos que tienen elementos distintos con el mismo estado de oxidación, pero pertenecientes al mismo grupo de la tabla periódica, la fuerza de acidez aumenta en forma directa con la electronegatividad del átomo central:
H2SeO3 H2SO3
H3PO4 HNO3
HBrO4 HClO4
Como se mencionó al principio, los oxácidos se generan cuando ciertas sustancias, llamadas óxidos ácidos, reaccionan con el agua. Se explicará esto utilizando el mismo ejemplo del ácido carbónico.
CO2 + H2O => H2CO3
Óxido ácido + agua => oxácido
Lo que sucede es que la molécula de H2O se une covalentemente con la de CO2. Si se elimina el agua mediante calor, se desplaza el equilibrio a la regeneración del CO2; es decir, una bebida gaseosa caliente perderá más pronto su sensación efervescente que una fría.
Por otro lado, los óxidos ácidos se forman cuando reacciona un elemento no metálico con el agua; aunque, más precisamente, cuando el elemento reaccionante forma un óxido con carácter covalente, cuya disolución en agua genera iones H+.
Ya se ha dicho que los iones H+ son producto de la ionización del oxácido resultante.
El óxido clórico, Cl2O5, reacciona con el agua para dar el ácido clórico:
Cl2O5 + H2O => HClO3
El oxido sulfúrico, SO3, reacciona con el agua para formar el ácido sulfúrico:
SO3 + H2O => H2SO4
Y el óxido peryódico, I2O7, reacciona con el agua para formar el ácido peryódico:
I2O7 + H2O => HIO4
Además de estos mecanismos clásicos para la formación de oxácidos, existen otras reacciones con el mismo fin.
Por ejemplo, el tricloruro de fósforo, PCl3, reacciona con el agua para producir el ácido fosforoso, un oxácido, y el ácido clorhídrico, un ácido halohídrico.
PCl3 + 3H2O => H3PO3 + HCl
Y el pentacloruro de fósforo, PCl5, reacciona con el agua para dar el ácido fosfórico y el ácido clorhídrico.
PCl5 + 4 H2O => H3PO4 + HCl
Algunos metales de transición forman óxidos ácidos, es decir, se disuelven en el agua para dar oxácidos.
El óxido de manganeso (VII) (anhidro permangánico) Mn2O7 y el óxido de cromo (VI) son los ejemplos más comunes.
Mn2O7 + H2O => HMnO4 (ácido permangánico)
CrO3 + H2O => H2CrO4 (ácido crómico)
Para nombrar correctamente un oxácido debe empezarse con determinar la valencia o número de oxidación del átomo central E. Partiendo de la fórmula genérica HEO, se considera lo siguiente:
-El O tiene valencia -2
-La valencia de los H es +1
Con esto en mente, el oxácido HEO es neutro, por lo que la suma de las cargas de las valencias debe ser igual a cero. Así, se tiene la siguiente suma algebraica:
-2 + 1 + E = 0
E= 1
Por lo tanto, la valencia de E es +1.
Luego debe recurrirse a las valencias posibles que puede tener E. Si entre sus valencias están los valores +1, +3 y +4, E entonces “trabaja” con su menor valencia.
Para nombrar HEO se empieza llamándolo ácido, seguido del nombre de E con los sufijos –ico, si trabaja con la mayor valencia, u –oso, si trabaja con la menor valencia. Cuando hay tres o más, se recurre a los prefijos hipo- y per- para referirse a la menor y mayor de las valencias.
Así, HEO se llamaría:
Ácido hipo(nombre de E)oso
Ya que +1 es la menor de sus tres valencias. Y si se tratara de HEO2, entonces E tendría valencia +3 y se llamaría:
Ácido (nombre de E)oso
Y de igual modo para HEO3, con E trabajando con la valencia +5:
Ácido (nombre de E)ico
A continuación se mencionan una serie de oxácidos con sus respectivas nomenclaturas.
Los halógenos intervienen formando oxácidos con las valencias +1, +3, +5 y +7. El cloro, el bromo y el iodo pueden formar 4 tipos de oxácidos correspondientes a esas valencias. Pero el único oxácido que se ha logrado preparar del flúor es el acido hipofluoroso (HOF), que es inestable.
Cuando un oxácido del grupo utiliza la valencia +1, se le nombra de la forma siguiente: ácido hipocloroso (HClO); ácido hipobromoso (HBrO); ácido hipoyodoso (HIO); ácido hipofluoroso (HOF).
Con la valencia +3 no se usa prefijo y solo se utiliza el sufijo oso. Se tienen los ácidos cloroso (HClO2), bromoso (HBrO2), y yodoso (HIO2).
Con la valencia +5 no se usa prefijo y solo se utiliza el sufijo ico. Se tienen los ácidos clórico (HClO3), brómico (HBrO3) y yódico (HIO3).
Mientras que cuando trabajan con la valencia +7, se usa el prefijo per y el sufijo ico. Se tienen los ácidos perclórico (HClO4), perbrómico (HBrO4) y peryódico (HIO4).
Los elementos no metales de este grupo tienen como valencias más comunes -2, +2, +4, y +6, formando tres oxácidos en las reacciones más conocidas.
Con la valencia +2 se usa el prefijo hipo y el sufijo oso. Se tienen los ácidos hiposulfuroso (H2SO2), hiposelenioso (H2SeO2) e hipoteluroso (H2TeO2).
Con la valencia +4 no se usa prefijo y se usa el sufijo oso. Se tienen los ácidos sulfuroso (H2SO3), selenioso (H2SeO3) y teluroso (H2TeO3).
Y cuando trabajan con la valencia + 6, no se usa prefijo y se usa el sufijo ico. Se tienen los ácidos sulfúrico (H2SO4), selénico (H2SeO4) y telúrico (H2TeO4).
El boro tiene valencia +3. Se tienen los ácidos metabórico (HBO2), pirobórico (H4B2O5) y ortobórico (H3BO3). La diferencia está en el número de agua que reacciona con el óxido bórico.
El carbono tiene valencias +2 y +4. Ejemplos: con valencia +2, ácido carbonoso (H2CO2), y con valencia +4, ácido carbónico (H2CO3).
El cromo tiene valencias +2, +4 y +6. Ejemplos: con valencia 2, ácido hipocromoso (H2CrO2); con valencia 4, ácido cromoso (H2CrO3); y con valencia 6, ácido crómico (H2CrO4).
El silicio tiene valencias -4, +2 y +4. Se tiene el ácido metasilícico (H2SiO3), y el ácido pirosilícico (H4SiO4). Nótese que en ambos el Si tiene valencia +4, pero la diferencia radica en el número de moléculas de agua que reaccionaron con su óxido ácido.
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). CENGAGE Learning.
- Editor. (06 de marzo de 2012). Formulación y nomenclatura de los oxácidos. Recuperado de: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Oxyacid. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Oxyacid. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31 de enero de 2018). Common Oxoacid Compounds. Recuperado de: thoughtco.com