QUÍMICA INORGÁNICA: NOMBRANDO Y FORMULANDO.

             BIOROCKS en la POLINESIA FRANCESA:

           Biorocks es un método para aumentar la vitalidad y acelerar el crecimiento de los corales en áreas dañadas. Los corales marinos son animales que viven en colonias unidos unos a otros por su exoesqueleto de carbonato de calcio, creando grandes estructuras subacuáticas llamadas arrecifes. 
            Para mitigar los daños que causa la presencia humana, el arquitecto y científico oceanográfico Wolf Hilbertz en colaboración con el Dr. Thomas Goreau de la fundación ecologista Global Coral Reef Alliance, desarrollaron el procedimiento de electrodeposición de minerales en agua de mar.
          El método consiste en sumergir estructuras metálicas, como se ve en la figura, conectadas a celdas solares que generan corriente eléctrica. El cátodo de la estructura (polo cargado negativo) atrae cationes, y el ánodo (polo positivo del metal) atrae aniones, que al unirse forman sales.
          Cuando se unen el catión calcio con el anión carbonato se forma la sal carbonato de calcio, la misma que secretan los corales. La acumulación de minerales sobre el armazón metálico ayuda a los corales a crear su exoesqueleto y fijarse más rápidamente. De esta manera se desarrollan más rápido que las malezas que crecen sobre los corales deteriorándolos.
          Al recuperar así los arrecifes de coral, se preserva un importante ecosistema con una gran biodiversidad. Es el hábitat natural de variedad de peces, cangrejos, pulpos, almejas, erizos y langostas de mar, además de proveer de alimento a otras muchas especies. Constituyen también  una barrera natural de protección de las costas y una importante atracción turística.

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 Reglas para nombrar iones positivos (cationes):

          ✔   Los cationes que se forman a partir de átomos metálicos tienen el mismo nombre que el metal:         
                         Ag⁺ catión plata,  Zn⁺² catión cinc,  Al⁺³ catión aluminio.

          Comprende también a  los iones metálicos de los Grupos IA y IIA de la Tabla periódica. Plantéelos.

      ✔ Si un metal puede formar cationes con diferente carga, la carga positiva se indica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal, o se aplica la terminación –oso para la carga menor y la terminación –ico para la carga mayor.

 Fe⁺²  catión hierro (II), catión ferroso           Cu⁺ catión cobre (I), catión cuproso

               Fe⁺³ catión hierro (III), catión férrico             Cu⁺² catión cobre (II), catión cúprico

       Comprende a la mayor parte de los metales de transición, Grupos del IIIB al IIB. Plantéelos.

     ✔   Los cationes formados a partir de átomos no metálicos tienen nombres que terminan en  -io:                                                 NH₄⁺ catión amonio                     H₃O⁺ catión hidronio

         Estos cationes son poliatómicos y los de los ítems a y b son monoatómicos.

      Reglas para nombrar iones negativos (aniones):

 ✔ Los nombres de los aniones monoatómicos se forman agregando la terminación –uro al nombre del elemento, y la terminación –ido en el caso del oxígeno.

H^- anión hidruro       Cl^- anión cloruro     S^2- anión sulfuro       N^3- anión nitruro    

OH^- anión hidróxido   

Algunos aniones poliatómicos sencillos también llevan estas terminaciones:      CN^- anión cianuro     

✔  Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno terminan sus nombres en  -ato o –ito, se llaman oxianiones.  

NO₂^-  anión nitrito          SO₃^2- anión sulfito        PO₃^3-  anión fosfito       CO₂^2-  carbonito

NO₃^- anión nitrato          SO₄^2-  anión sulfato      PO₄^3- anión fosfato       CO₃^2-  carbonato

                  Para el cloro:       
                     ClO₄^-  anión perclorato                                                                                                

                     ClO₃^-  anión clorato

                     ClO₂^-  anión clorito

                     ClO ^-  anión hipoclorito

    ✔ Los aniones que se obtienen agregando H⁺ a un oxianión se le agrega el prefijo hidrógeno.      HCO₃^- anión hidrógenocarbonato (antiguamente bicarbonato)

El anión selenato es SeO₄^2-, escribir la fórmula del selenito. Idem    BrO₃ ^-, bromato.

             Para nombrar las sales:

Nombre del anión seguido de “de” y el nombre del catión:

BaBr₂ bromuro de bario      Al(NO₃)₃ nitrato de aluminio      Cu(ClO₄)₂ perclorato cúprico

              Formular: sulfato de potasio, hidróxido de bario, cloruro férrico, bromuro de amonio, nitrato cobaltoso.

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REPASEMOS:

• METAL + OXÍGENO → ÓXIDO BÁSICO

                                                     +
                                                 AGUA
                                                     ↓
                                           HIDRÓXIDO

• NO METAL + OXÍGENO → ÓXIDO ÁCIDO (anhídrido)

                                                                                             +
                                                          AGUA
                                                               ↓
                                                                                       ÁCIDO

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    Tarea: Leer los textos y formular todas las sustancias químicas que se mencionan en cursiva:

TEXTO I: Ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico es uno de los productos más importantes de la industria química. Entre las múltiples aplicaciones se encuentran producción de otros ácidos, fertilizantes, fibras sintéticas, pigmentos para pinturas, explosivos, papel, tintas y caucho, en el estampado de telas, en la metalurgia del cobre, hierro y manganeso.

 Se conoce desde la Antigüedad con el nombre de aceite vítreo, por su aspecto aceitoso y viscoso. En el siglo XVI se fabricaba con el método de la campana, llamado así porque se calentaba nitrato de potasio y dióxido de azufre debajo de una campana de vidrio.

En la actualidad se obtiene principalmente por el método de contacto. En un quemador, a partir de los minerales que contienen azufre, se obtiene dióxido de azufre. Luego este se convierte en trióxido de azufre en presencia de un catalizador: el pentóxido de vanadio. Finalmente el trióxido de azufre se pone en contacto con el agua para obtener ácido sulfúrico (de allí el nombre del método).

TEXTO II:  La salinidad del agua

                El agua es considerada un disolvente universal, ya que es la sustancia que más compuestos disuelve. Debido a este poder disolvente, el agua natural no es pura y contiene disueltas otras sustancias como gases y sales. Esta propiedad se relaciona también con la formación de puentes de hidrógeno.

                El agua de mar representa el 97,2% del total del agua de la Tierra. En ella se encuentran, principalmente combinaciones de los cationes sodio, magnesio, calcio y potasio, con los aniones cloruro y sulfato. La sal más abundante en el agua de mar es el cloruro de sodio, que puede extraerse por evaporación. Este elevado contenido de cloruro de sodio hace que el agua de mar resulte inadecuada para uso doméstico, requiriéndose un proceso de desalinización por destilación o por ósmosis inversa.

                Las aguas continentales o dulces (lagos, ríos y arroyos) se diferencian de las marinas en que el anión mayoritario es el bicarbonato. Como la concentración de sales disueltas es reducida (entre 100 y 350 veces más diluida que en el agua de mar), este tipo de agua resulta apta para el consumo humano. Lamentablemente, sólo el 1% del total de agua existente en la Tierra es agua dulce. El agua dulce no posee una composición tan definida como el agua de mar. Por ejemplo si en su camino fluye sobre rocas calizas, puede incorporar cantidades importantes de cationes calcio y magnesio, lo que la convierte en agua dura, caracterizada porque las sales insolubles formadas precipitan, en particular cuando se la calienta.


                                            Lluvia ácida.

 El pH normal de la lluvia es de aproximadamente 5,6. Esto se debe a que sustancias de origen natural, principalmente el dióxido de carbono, han hecho siempre que el agua de lluvia sea ligeramente ácida. Plantear la ecuación química que corresponde a la reacción del dióxido de carbono con agua.

El ácido sulfúrico no es el único determinante de la lluvia ácida. Los óxidos de nitrógeno reaccionan de forma similar con el vapor de agua de la atmósfera produciendo ácido nítrico. Plantear la ecuación química correspondiente.

             ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

1. OBJETIVO: Medir el pH de diferentes soluciones.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO:

Experimentalmente se pueden diferenciar las soluciones ácidas de las soluciones básicas (o alcalinas) mediante el uso de reactivos indicadores, que presentan diferente color en medio ácido y en medio básico. 

El biólogo Sörensen propuso en 1909 una escala llamada escala de pH para medir la acidez o basicidad de una solución acuosa, pH < 7 corresponde a un medio ácido a 25ºC, pH = 7 corresponde a un medio neutro

pH > 7 corresponde a un medio básico.

Se puede medir con un papel indicador pH, que es un papel impregnado de diferentes reactivos indicadores, cuyo color varía progresivamente según el pH de la solución con que se lo moja.

También se puede medir el pH de una solución con un instrumento llamado peachímetro.

    3. MATERIALES  y SUSTANCIAS:

Muestras de diferentes sustancias utilizadas en la vida cotidiana

Varilla de vidrio (Agua y papel para secarla)

 Papel pH  (Pinza para tomarlo y plaqueta para apoyarlo)

4.    PROCEDIMIENTO:

4.1. Colocar con una pinza trozos de papel pH en la plaqueta.

4.2. Introducir la varilla en una muestra y mojar un trozo de papel pH sobre la plaqueta.

4.3. Comparar la coloración con el patrón. Anotar el pH en la tabla.

4.4. Lavar la varilla y repetir el procedimiento para cada sustancia.

5. RESULTADOS:

SUSTANCIA	pH	SUSTANCIA	pH