Oxidos, Hidroxidos, Acidos y Sales.

Utilidad de los oxidos :

metal + oxígeno = óxido básico

Un óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un elemento metálico con el oxígeno.

Cuando reaccionan con agua forman hidróxidos, que son bases, y por eso su denominación. 

Los óxidos de los no metales se denominan óxidos ácidos.

Primero se escribe el nombre genérico del compuesto, que es óxido y al final el nombre del metal, esto es para metales con una valencia fija o única.

Ejemplo: óxido de sodio.

Fórmula: Siempre se escribe primero el símbolo del metal y después la del oxígeno Na₂O el oxígeno siempre va a actuar con valencia -2.

Para nombrar a los óxidos básicos, se debe observar los números de oxidación, o valencias, de cada elemento. Hay tres tipos de nomenclatura: tradicional, por atomicidad y por numeral de Stock.

• El óxido de calcio o cal es utilizado como material de construcción.• El óxido férrico se utiliza como pigmento, material para la fabricación de monedas, como un componente para cosméticos, en los polvos de hornear y además se utiliza para preparar las tintas de los tatuajes.
• El oxido de zinc es utilizado como pigmento blanco en las pinturas, en la producción de caucho y en la elaboración de cremas solares.
• El óxido de bario se utiliza en la producción de vidrio, en especial del vidrio crown.
• El óxido de cúprico se utiliza como pigmento en la cerámica para producir esmaltes de color azul, verde y rojo. 

USOS DE LOS ÓXIDOS COMPUESTOS

METAL OXÍGENO

• El óxido salino de hierro es un adsorbente en purificación de aguas, también tiene usos en las joyerías como alternativa para las personas alérgicas a otros metales. 

USOS DE LOS ÓXIDOS NEUTROS

• El Dióxido de Nitrógeno es un fuerte agente oxidante en la síntesis orgánica. 

HIDROXIDOS

Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos.

El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)₂ es el Hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)₂ es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).

utilidad 

 El hidróxido de calcio entre otros han sido usados por mucho tiempo en la odontología debido a sus propiedades antibacterianas y a su favorable biocompatibilidad cuando se compara con otros agentes anti bacteriales. También usado en la construcción. Forma parte del cemento que se procesa en grandes fábricas como Cruz Azul o Cemex.
• El hidróxido de sodio es un sólido blanco, que absorbe rápidamente dióxido de carbono y agua, es muy corrosivo; se emplea para neutralizar ácidos, hidrolizar grasas y formar jabón, así como en la obtención de fibras a partir de la celulosa.• El hidróxido de fierro (III) color café rojizo, está presente en los minerales geothita, lepidocrocita y hematita. Es insoluble en agua y se obtiene al trata una sal de Fe (III) con carbonato o hidróxido alcalinos. Se emplea en la purificación de agua, como absorbente en algunos procesos químicos, también se utiliza como pigmento y catalizador.• El hidróxido de zirconio (IV), se emplea en las industrias del vidrio, de los tintes y pigmentos.• OHNa hidróxido de sodio (soda caústica) para destapar cañerías.• (OH)3Al hidróxido de aluminio (alumbre) en antiácidos (milanta) en la potabilización del agua como floculante.

Ácidos

Ácidos son sustancias que cuando se disuelven en agua producen un aumento en la concentración de iones hidrogeno (H⁺) que ésta tiene normalmente. Dan color rojo a una solución de tornasol (recuérdese que las bases la vuelven azul) y tienen un sabor ácido característico. Además, decoloran una solución de fenolftamina que haya sido previamente enrojecida mediante la adición de una base. 

Los elementos del grupo VII de la Tabla Periódica (Halógenos) y algunos del grupo VI se combinan con el hidrógeno formando compuestos de carácter ácido que se conocen con el nombre genérico de hidrácidos. Su nomenclatura consiste de la palabra ácido seguida del nombre latino del elemento que se combina con el hidrogeno, con la terminación “hídrico”. 

Ejemplos:

HF: Ácidos Fluorhídricos
HCI: Ácidos Clorhídricos
HBr: Ácidos Bromhídrico

Utilidades de los Ácidos

Diversos ácidos se utilizan en las industrias para varios propósitos. Los ácidos se utilizan en el procesamiento de minerales, el óxido y la corrosión, para la naturalización para formar sales, la condensación y las reacciones de deshidratación. Los ácidos también actúan como catalizadores en diversos procesos diferentes. Ellos también se agregan a los alimentos y bebidas como aditivos que actúan como conservantes y también para dar un cierto gusto. En las industrias, el álcali se utiliza para la producción de lubricantes diferentes. También se utiliza para la fabricación de aleaciones para aviones. Los metales alcalinos son también utilizados para la producción de rodamientos de 

ferrocarriles.

Bibliografia:

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_b%C3%A1sico

http://www.buenastareas.com/ensayos/Usos-y-Aplicaciones-De-Los-%C3%93xidos/3023800.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido

http://www.buenastareas.com/ensayos/Uso-De-Hidroxidos-Oxidos-Acidos-Hidracidos/104407.html

http://www.enciclopediadetareas.net/2010/09/que-son-los-acidos.html

Fuerzas Intermoleculares 

Las fuerzas intermoleculares son el conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas como consecuencia de la polaridad que poseen las moléculas. Aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son:

• El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)

• Las fuerzas de Van der Waals, que podemos clasificar a su vez en:

• Dipolo - Dipolo.

• Dipolo - Dipolo inducido.

• Fuerzas de dispersión de London.

Interaccion Dipolo -Dipolo

La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de hidrógenoes un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.

Las fuerzas electrostáticas entre dos iones disminuyen de acuerdo con un factor 1/d² a medida que aumenta su separación d. En cambio, las fuerzas dipolo dipolo varían según 1/d³ (d elevado a la tercera potencia) y sólo son eficaces a distancias muy cortas; además son fuerzas más débiles que en el caso ion-ion porque q+ y q- representan cargas parciales. Las energías promedio de las interacciones dipolo dipolo son aproximadamente 4 kJ por mol, en contraste con los valores promedio para energías características de tipo iónico y de enlace covalente (~400 kJ por mol).

Estas son ligeramente direccionales, es decir, al elevarse la temperatura, el movimiento transicional, rotacional y vibracional de las moléculas aumenta y produce orientación mas aleatoria entre ellas. En consecuencia, la fuerza de las interacciones dipolo-dipolo disminuye al aumentar la temperatura.

Enlace Ion-Dipolo 

En una atracción del carácter ion-dipolo, los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo interactúa con el ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas. Ejemplo de este tipo de interacción se produce en la solvatación de una solución acuosa de cloruro de sodio (NaCl). También se produce en la solvatación acuosa de H₂O y como también hay muchas más.

Tipos De Enlace Dipolo 

Los enlaces entre dipolos permanentes ocurren entre moléculas que tienen un momento dipolar intrínseco; esto habitualmente se puede relacionar con una diferencia de electronegatividad. Por otro lado, los átomos y las moléculas apolares, que no tienen un momento dipolar permanente, son polarizables, esto es, pueden formar dipolos eléctricos como reacción a un campo eléctrico cercano. El enlace entre un átomo o molécula apolar y una molécula dipolar se denomina dipolo permanente-dipolo inducido, y es de alcance aún más corto.

Enlace Por Puente De Hidrógeno.

Un enlace por puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno). La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas (intermolecularidad), o entre diferentes partes de una misma molécula (intramolecularidad). El enlace de hidrógeno es una fuerza de van der Waalsdipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una simple atracción electrostática intermolecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.

El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria,estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.

fuerzas de Van der Waals

En fisicoquímica, las fuerzas de Van der Waals (o interacciones de Van der Waals), denominada así en honor al científico neerlandés Johannes Diderik van der Waals, es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.

Las fuerzas de Van der Waals son relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales, pero juegan un rol fundamental en campos tan diversos como química supramolecular, biología estructural, ciencia de polímeros, nanotecnología, ciencia de superficies, y física de la materia condensada. Las fuerzas de Van der Waals definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos. También definen la solubilidad de los alcoholes inferiores. Las propiedades del grupo polar hidróxilo dominan a las débiles fuerzas intermoleculares de Van der Waals. En los alcoholes superiores, las propiedades del radical alquílico apolar (R) dominan y definen la solubilidad. Las fuerzas de Van der Waals crecen con la longitud de la parte no polar de la sustancia.

Las fuerzas de Van der Waals incluyen a atracciones entre átomos, moléculas, y superficies. Difieren del enlace covalente y del enlace iónico en que están causados por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas (una consecuencia de la dinámica cuántica). Las fuerzas intermoleculares tienen cuatro contribuciones importantes. En general, un potencial intermolecular tiene un componente repulsivo (que evita el colapso de las moléculas debido a que al acercarse las entidades unas a otras las repulsiones dominan). También tiene un componente atractivo que, a su vez, consiste de tres contribuciones distintas:

1. La primera fuente de atracción es la interacción electrostática, también denominada interacción de Keesom o fuerza de Keesom, en honor a Willem Hendrik Keesom.
2. La segunda fuente de atracción es la inducción (también denominada polarización electroquímica), que es la interacción entre un ultipolo permanente en una molécula, con un multipolo  inducido en otra. Esta interacción se mide algunas veces en debyes, en honor a Peter Debye.
3. La tercera atracción suele ser denominada en honor a Fritz London que la denominaba dispersión. Es la única atracción experimentada por moléculas no polares, pero opera entre cualquier par de moléculas, sin importar su simetría.
4. A distancias de radios de Van der Waals.

Bibliografia:

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerza_intermolecular

http://es.wikipedia.org/wiki/Interacci%C3%B3n_dipolo-dipolo

http://www.youtube.com/watch?v=ah4GRF8_BOs

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals

B

http://es.wikipedia.org/wiki/Interacci%C3%B3n_ion-dipolo