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catedra de química de noveno grado prof. carlos m. avalos. módulo balanceo de ecuaciones químicas” documentos resúmenes

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Catedra de química de noveno grado prof. Carlos m. Avalos. Módulo Balanceo de ecuaciones químicas"

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Los ácidos, las bases y las sales son compuestos indispensables tanto en la vida diaria de los individuos como en los experimentos de los laboratorio y los procesos industriales.

En primer lugar debemos resaltar que las reacciones químicas en donde estos compuestos son usados, son de gran importancia en nuestra vida cotidiana por los beneficios que nos genera. Mediante una serie de procesos industriales, se obtienen bases, ácidos y sales que suelen ser usados como materias de otras sustancias muy importantes para el hombre. Por otro lado, en cuanto a la naturaleza, muchas sustancias son encontradas en ellas, como lo es el pacido carbónico, un ácido fundamental para mantener constante el PH de la sangre.

En esta investigación podrás obtener conocimientos básicos sobre los compuestos anteriormente mencionados, estos conocimientos te serán útiles para la compresión del entorno y el estudio en la secundaria básica, teniendo en cuenta que es un tema visto en ambos factores.

Es necesario el estudio de estos compuestos ya que es la investigación, clasificación y conocimientos de los mismo los que nos ha llevado hasta na gran parte de los avances químicos-científicos importantes hoy en nuestro siglo

Dar a conocer distinta información acerca de los ácidos, bases y sales

* Dar definición de cada uno de los compuestos a exponer anteriormente hablados

* Explicar su proceso de creación y sus reacciones.

* Conocer su importancia por medio de sus funciones.

Es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de cation hidronio mayor que el agua pura, esto es, un PH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Jhonannes Bronsted y Thomas Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un cation hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base).

* El ácido acético, por ejemplo, es un líquido incoloro y de olor picante, que se produce a través de la oxidación del alcohol etílico y se utiliza en la síntesis de productos químicos.

* El ácido sulfúrico que es aquel que se obtiene a partir de dióxido de azufre. La fórmula de este citado compuesto químico es H2 SO4 y se estima que es uno de los de los elementos de este tipo que más se crea en el mundo pues se utiliza con mucha frecuencia en el ámbito industrial, y especialmente en lo que es la elaboración de fertilizantes.

Su capacidad corrosiva es una de las principales señas de identidad que tiene este ácido que además se identifica por el hecho de que actúa de manera muy violenta en su contacto con el agua, tanto es así que siempre se recomienda tener cuidado extremo a la hora de trabajar y operar con él para evitar quemaduras, entre otros factores.

* El ácido acrílico es soluble en agua, forma polímeros con facilidad y se aplica en la producción de materiales plásticos y pinturas.

* El ácido benzoico, en cambio, es un sólido que se utiliza en farmacias. Otro ácido sólido es el bórico, con usos antisépticos e industriales.

* Hay ácidos que son gases, como el clorhídrico, formado por cloro e hidrógeno. Se trata de una sustancia corrosiva, que se obtiene a partir de la sal común y que suele usarse disuelto en el agua.

* El ácido cítrico, por otra parte, es aquel que contienen varios frutos, como el limón. Tiene un sabor agrio y es muy soluble en agua.

Asimismo dentro del ámbito de la salud tenemos que subrayar la existencia de otros ácidos fundamentales.

* Este sería el caso, por ejemplo, del llamado ácido úrico que es un compuesto orgánico que surge de la suma del hidrógeno, el nitrógeno, el carbono y el oxígeno. Más concretamente podemos establecer que es un residuo de desecho del cuerpo de todo ser humano que se encuentra en la orina y que en función de los niveles que existan de él un hombre puede sufrir problemas de gota o de cálculos renales.

* Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleina.

* Producen quemaduras de la piel.

* Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

* Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.

* Reaccionan con bases para formar una sal más agua.

* Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA

H+ + A-, donde HA representa el ácido, y A- es la base conjugada. Los pares ácido-base conjugados difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos por la adición o eliminación de un protón (protonacion y deprotonacion respectivamente). Observe que el ácido puede ser la especie cargada, y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría ser descrito como HA+

H+ + A. En solución existe un equlibrio entre el ácido y su base conjugada. La constante equilibrio K es una expresión de las concentraciones del equilibrio de las moléculas o iones en solución. Los corchetes indican concentración, así [H2O] significa la concentración de [H2O]. La constante de disociación ácida Ka es usada generalmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El valor numérico de Ka es igual a la concentración de los productos, dividida por la concentración de los reactantes, donde el reactante es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H+.

El más fuerte de los dos ácidos tendrá Ka mayor que el ácido más débil; la relación de los iones hidrógeno al ácido será mayor para el ácido más fuerte, puesto que el ácido más fuerte tiene una tendencia mayor a perder su protón. Debido al rango de valores posibles para Ka se extiende por varios órdenes de magnitud, más frecuentemente se utiliza una constante más manipulable, pKa, donde pKa = -log10 Ka. Los ácidos más fuertes tienen pKa menor que los ácidos débiles. Los valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa suelen presentarse en libros de texto y material de referencia.

BASES

La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius.

La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, formulada por Brønsted y Lowry en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.

Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.

Ejemplos de bases de Arrhenius: NaOH, KOH, Al(OH)3.

Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH3, S2−, HS−.

Propiedades de las bases:

Según Boyle, bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades:

* Poseen un sabor amargo característico.

* Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.

* Cambian el papel tornasol rojo en azul.

*La mayoría son irritantes para la piel (cáusticos) ya que disuelven la grasa cutánea. Son destructivos en distintos grados para los tejidos humanos. Los polvos, nieblas y vapores provocan irritación respiratoria, de piel, ojos, y lesiones del tabique de la nariz.

* Tienen un tacto jabonoso.

* Son solubles en agua (sobre todo los hidróxidos).

* Reaccionan con ácidos formando sal y agua.

Fuerza de una base:

Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH-. El ejemplo anterior (hidróxido potásico) es de una base fuerte. Una base débil también aporta iones OH- al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están.

Al(OH)3 <=> 3OH- + Al+

En este caso, el hidróxido de aluminio está en equilibrio (descomponiéndose y formándose) con los iones que genera.

Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:

Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina en oso y cuando se usa la mayor termina en ico. En la nomenclatura IUPAC se le va a dar una conformación de prefijos al elemento según su valencia usada (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etc) junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ion OH con carga −1.

SALES

Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa) mediante un enlace iónico. Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, donde la base proporciona el catión y el ácido el anión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.

Nomenclatura:

Según la nomenclatura tradicional, las sales se denominan con el nombre del anión, con cierto prefijo y sufijo, seguido de la preposición de y el nombre del catión. Hay que distinguir entre distintos casos:

En las sales de hidrácidos, se sustituye la terminación -hídrico del hidrácido del que proviene el anión para la terminación -uro. Por ejemplo, NaCl es el cloruro de sodio; el anión Cl- proviene del hidrácido HCl (ácido clorhídrico).

En las sales de oxoácidos, se sustituye la terminación -oso o-ico del oxoácido del cual proviene el anión por la correspondiente - ito o -ato. Por ejemplo, el Ca3(PO4)2 es el fosfato de calcio; el anión PO43- proviene del H3PO4 (ácido fosfórico).

Las sales ácidas (sales que provienen de ácidos polipróticos y que contienen átomos de hidrógeno sustituibles) se denominan indicando el número de hidrógenos no sustituidos que quedan en la molécula, usando el prefijo correspondiente. Por ejemplo, el NaHS es la hidrogenosulfuro de sodio; el anión HS- proviene del ácido sulfhídrico.

Las sales básicas (sales que contienen iones hidroxilo, OH-) se nombran indicando el número de hidroxilos seguido del anión central y finalmente el catión. Por ejemplo, el MgCl (OH) es el hidroxicloruro de magnesio.

Las sales hidratadas (que contienen agua de cristalización) se denominan indicando la sal correspondiente y seguidamente el número de moléculas de agua de hidratación.

* A temperatura y presión ambiente las sales son sólidos cristalinos de relativamente elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Esto se debe a la fuerte atracción electrostática que une a los iones que constituyen el cristal.

* Muchas se disuelven a temperatura ambiente con gran facilidad. Otras necesitan temperaturas altas para disolverse. Atendiendo a la masa de sal que se disuelve en una masa determinada de disolvente, generalmente agua, las sales se clasifican en solubles, poco solubles y prácticamente insoluble.

* En estado sólido no conducen la corriente eléctrica (aisladores).

* En estado líquido (fundidas) o disueltas en agua si permiten el paso de la corriente eléctrica.

* Al igual que todas las sustancias son eléctricamente neutras, por esta razón la suma de las cargas eléctricas de las cationes (+) y de los aniones (-) es igual a cero.

* En las sales ternarias iónicas los cristales están formados por cationes metálicos y por aniones constituidos por más de un elemento químico, uno de es el oxígeno. En estos aniones los enlaces entre los átomos de los elementos no metálicos y el oxígeno son covalentes.

* Las sales, a la temperatura ordinaria, son siempre sólidas, con la excepción del cloruro estánnico, el cual se asemeja en sus propiedades físicas a un cloruro de un no metal.

* Las sales, con pocas excepciones, están casi completamente disociadas en solución acuosa, por lo que se pueden considerar como electrólitos fuertes, independientemente de la fuerza del ácido y de la base de que derivan. Tanto en solución como fundidas son buenas conductoras de la electricidad.

* Las propiedades de las sales son, en general, aditivas, debido a su gran concentración iónica en solución.

Clasificación:

Las sales se pueden clasificar en los siguientes grupos:

* Sal haloidea, hidrácida o binaria neutra: son compuestos binarios formados por un metal y un no- metal, sin ningún otro elemento. El anión siempre va a tener la terminación -uro. Ejemplos: cloruro de sodio, NaCl; cloruro de hierro (III), FeCl3; sulfuro de hierro (II), FeS.

* Sal de oxácido: procede de sustituir los hidrógenos de un oxácido por cationes metálicos.

* Sal oxácida, oxiácida o ternaria neutra: se sustituyen todos los hidrógenos. Ejemplo: hipoclorito de sodio, NaClO.

* Sal ácida: se sustituyen parte de los hidrógenos. Ejemplo: hidrogenocarbonato de sodio o bicarbonato de sodio, NaHCO3.

* Sal básica o hidroxisal: contienen iones hidróxido (OH-), además de otros aniones. Se pueden clasificar como sales o hidróxidos. Ejemplo: hidroxicarbonato de hierro (III), Fe(OH)CO3.

* Sal doble: se sustituyen los hidrógenos por dos o más cationes. Ejemplo: carbonato doble de potasio y litio, KLiCO3.

*Hidroxosal: sal formada a partir de un hidróxido anfótero, que reacciona como un ácido una base débil ante una base o un ácido fuerte.

Al(OH)3 + 3 Na(OH) → Al(OH)6Na3 (hexahidroxoaluminato de sodio)

Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 (cloruro de aluminio) + 3 H2O

* Sal mixta: contiene varios aniones. Ejemplos: clorurofluoruro de calcio, CaClF; clorurofosfato de potasio, K4ClPO4, nitratosulfato de hierro (III), Fe(NO3)SO4.

* Oxisal: formada por la unión de un óxido y una sal. Ejemplos: oxinitrato de plomo (IV), PbO(NO3)2; oxicloruro de cobalto (III), CoOCl.

* Sal hidratada o hidrato: sal con moléculas de agua en su estructura cristalina. Ejemplos: óxido de plomo (III) hemihidrato (o hemihidratado), PbO·½H2O; sulfato de calcio dihidrato, CaSO4·2H2O.

Como puede verse en la clasificación de arriba, tanto las sales haloideas como las sales oxácidas, son llamadas "sales neutras".

EVIDENCIA

CONCLUSIÓN

Teniendo en cuenta lo anteriormente visto podemos ver como conclusión la conexión que pesen estos compuestos químicos: Un es una sustancia que, en disolución, incrementa la concentración de iones de hidrógeno . En combinación con las bases, un ácido permite formar .

WEBGRAFIA

http://html.rincondelvago.com/acidos-bases-y-sales.html

http://quimica2775lg.wikispaces.com/%C3%81CIDOS+Y+BASES+EN+NUESTRA+VIDA+COTIDINA

http://definicion.de/acido/

https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido

https://es.wikipedia.org/wiki/Base_(qu%C3%ADmica)

https://es.wikipedia.org/wiki/Sal_(qu%C3%ADmica)

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Los ácidos, las bases y las sales son compuestos indispensables tanto en la vida diaria de los individuos como en los experimentos de los laboratorio y los procesos industriales. En primer lugar debemos resaltar que las reacciones químicas en donde estos compuestos son usados, son de gran importancia en nuestra vida cotidiana por los beneficios que nos genera.

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Un ácido es una sustancia que, en disolución, incrementa la concentración de iones de hidrógeno. En combinación con las bases, un ácido permite formar sales. Por otra parte, la noción de ácido (que proviene del latín acĭdus) se refiere a aquello con sabor de agraz o de vinagre. Existe una gran cantidad de ácidos.

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Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.​Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H⁺) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el salfumán y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil).

Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y también pueden existir como sustancias puras o en solución.

Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.

Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

Son corrosivos.

Producen quemaduras en la piel.

Son buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas.

Reaccionan con metales activos formando sal e hidrógeno.

Reaccionan con bases para formar sal más agua.

Reaccionan con óxidos metálicos para formar sal más agua.

El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, , cuando se disuelve en agua.​ Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:

H₂O(l) + H₂O (l) H₃O⁺(ac) + OH⁻(ac)[3] ​

En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H ₂O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H⁺( ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H ₃O⁺ e incluso de especies de mayor nuclearidad.

Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.

Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH ₃COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:

Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH ₃COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH ₃COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH ₃), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH ₄Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:

Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH ₃ se combinan para formar el sólido.

Un tercer concepto fue propuesto por el físicoquímico Gilbert N. Lewis en 1923, el cual incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones.​ Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.

En la primera reacción, un anión fluoruro, F⁻, cede un par electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia debido a que los electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF ₃ es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones para formar un enlace con un ion hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H ₃O⁺ gana un par de electrones cuando uno de los enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno. Dependiendo del contexto, los ácidos de Lewis también pueden ser descritos como agentes reductores o como electrófilo.

La definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente usada; salvo que se especifique de otra manera, se asume que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un catión hidrón (H⁺) de un ácido a una base.

Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA H⁺ + A⁻, donde HA representa el ácido, y A⁻ es la base conjugada.​ Los pares ácido-base conjugados difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos por la adición o eliminación de un protón ( protonación y deprotonación, respectivamente). Obsérvese que el ácido puede ser la especie cargada, y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría ser descrito como HA⁺ H⁺ + A. En solución existe un equilibrio entre el ácido y su base conjugada. La constante de equilibrio K es una expresión de las concentraciones del equilibrio de las moléculas o iones en solución. Los corchetes indican concentración, así [H ₂O] significa la concentración de [H₂O]. La constante de disociación ácida K a es usada generalmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El valor numérico de K a es igual a la concentración de los productos, dividida por la concentración de los reactantes, donde el reactante es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H⁺.

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El más fuerte de los dos ácidos tendrá K a mayor que el ácido más débil; la relación de los iones hidrógeno al ácido será mayor para el ácido más fuerte, puesto que el ácido más fuerte tiene una tendencia mayor a perder su protón. Debido al rango de valores posibles para K a se extiende por varios órdenes de magnitud, más frecuentemente se utiliza una constante más manipulable, p K a, donde p K a = -log ₁₀ K a. Los ácidos más fuertes tienen p K a menor que los ácidos débiles. Los valores de p K a. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa suelen presentarse en libros de texto y material de referencia.

En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.

Sistema de nomenclatura clásico:

Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado solo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.

En el caso particular de los oxácidos, es importante tener en cuenta variedades alotrópicas.

* Nomenclatura Sistemática: se indica mediante un prefijo (Mono, di, tri, tetra....) el número de oxígenos (terminando en "oxo") seguido del nombre del elemento central en "ato", indicando entre paréntesis el número de oxidación de este y finalmente diciendo " de hidrógeno". Por ejemplo el ácido sulfúrico es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno.

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática funcional

HNO ₂ Dioxonitrato (III) de hidrógeno Ácido dioxonítrico (III) H ₂SO ₃ Trioxosulfato (IV) de hidrógeno Ácido trioxosulfúrico (IV) HIO ₄ Tetraoxoyodato (VII) de hidrógeno Ácido tetraoxoyódico (VII) H ₂CrO ₄ Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno Ácido tetraoxocrómico (VI) H ₂SO ₂ Dioxosulfato (II) de hidrógeno Ácido dioxosulfúrico (II) HIO Monoxoyodato (I) de hidrógeno Ácido monoxoyódico (I)

* Nomenclatura simplificada: empieza el nombre del compuesto por la palabra "ácido" seguido por el número de oxígenos terminando en "oxo" y finalmente el nombre del elemento central terminado en "ico", indicando el número de oxidación entre paréntesis en números romanos.

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática Nomenclatura funcional tradicional

H ₂Cr ₂O ₇ Heptaoxodicromato(VI)de hidrógeno Ácido heptaoxodicrómico(VI) Ácido dicrómico H ₃PO ₄ Tetraoxofosfato(V)de hidrógeno Ácido tetraoxofosfórico(V) Ácido ortofosfórico

La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H⁺ y un mol de su base conjugada, A⁻, y nada del ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia solo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO ₄), ácido nítrico (HNO ₃) y ácido sulfúrico (H ₂SO ₄). En agua, cada uno de estos se ioniza prácticamente al 100%. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón, H⁺. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la polaridad del enlace H-A. La fuerza de los ácidos suele ser discutida también en términos de la estabilidad de la base conjugada.

Los ácidos más fuertes tienen K a más alto, y p K a más bajo que los ácidos más débiles.

Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluenosulfónico (ácido tósico o tosílico). A diferencia del ácido sulfúrico mismo, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. En efecto, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, es un plástico sólido fuertemente ácido, que es filtrable.

Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%. Algunos ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico, ácido mágico y ácido perclórico. Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua, para producir "sales" de oxonio iónicas, cristalinas. También pueden estabilizar cuantitativamente a los carbocationes.

Polaridad y el efecto inductivo

La polaridad se refiere a la distribución de electrones en un enlace químico, la región de espacio entre dos núcleos atómicos donde se comparte un par de electrones (ver TREPEV). Cuando los dos átomos tienen aproximadamente la misma electronegatividad (potencia para atraer electrones del enlace), los electrones son compartidos aproximadamente por igual y pasan el mismo tiempo en cualquier extremo del enlace. Cuando hay una diferencia significativa en electronegatividades de los dos átomos enlazados, los electrones pasan más tiempo cerca al núcleo del elemento más electronegativo, y se forma un dipolo eléctrico, o separación de cargas, tal que hay una carga parcial negativa localizada en el elemento electronegativo, y una carga parcial positiva en el elemento electropositivo. El hidrógeno es un elemento electropositivo y acumula una carga ligeramente positiva cuando está unido a un elemento electronegativo como el oxígeno o el bromo. Al decrecer la densidad electrónica en el átomo de hidrógeno, se hace más fácil que sea abstraído en forma de protón, en otras palabras, es más ácido. Al moverse de izquierda a derecha a lo largo de una fila en la tabla periódica, los elementos tienden a hacerse más electronegativos, y la fuerza del ácido binario formado por el elemento aumenta coherentemente en:

El elemento electronegativo no necesita estar unido directamente al hidrógeno ácido para incrementar su acidez. Un átomo electronegativo puede "jalar" densidad electrónica desde el enlace ácido, a través del efecto inductivo. La habilidad para atraer electrones disminuye rápidamente con la distancia del elemento electronegativo al enlace ácido. El efecto es ilustrado por la siguiente serie de ácidos butanoicos halogenados. El cloro es más electronegativo que el bromo y, en consecuencia, tiene el efecto más fuerte. El átomo de hidrógeno unido al oxígeno es el hidrógeno ácido. El ácido butanoico es un ácido carboxílico.

A la vez que el átomo de cloro se aleja del enlace ácido O-H, el efecto disminuye. Cuando el átomo de cloro está a un átomo de carbono de distancia del grupo ácido carboxílico, la acidez del compuesto se incrementa significativamente, comparado con el ácido butanoico (también llamado ácido butírico). Sin embargo, cuando el átomo de cloro está separado por varios enlaces, el efecto es mucho menor. El bromo es más electronegativo que el carbono o el hidrógeno, pero no tan electronegativo como el cloro, con lo que p K a del ácido 2-bromobutanoico es ligeramente mayor que el p K a del ácido 2-clorobutanoico.

El número de átomos electronegativos adyacentes a un enlace ácido también afecta a la fuerza del ácido. Los oxácidos tienen la fórmula general HOX, donde X puede ser cualquier átomo y puede o no compartir enlaces con otros átomos. Al aumentar el número de átomos o grupos electronegativos en el átomo X, se disminuye la densidad electrónica en el enlace ácido, haciendo que la pérdida del protón sea más fácil. El ácido perclórico es un ácido muy fuerte (p K a ≈ -8), y se disocia completamente en agua. Su fórmula química es HClO ₄, y comprende un átomo de cloro central, con cuatro átomos de oxígeno alrededor, uno de los cuales está unido a un átomo de hidrógeno extremadamente ácido, que es eliminable fácilmente. En contraste, el ácido clórico (HClO ₃) es un ácido algo menos fuerte (p K a = -1.0), mientras que el ácido cloroso (HClO ₂, p K a = +2.0) y el ácido hipocloroso (HClO, p K a = +7.53) son ácidos débiles.​

Los ácidos carboxílicos son ácidos orgánicos que contienen un grupo hidroxilo ácido y un grupo carbonilo. Los ácidos carboxílicos pueden ser reducidos al alcohol correspondiente; la sustitución de un átomo de oxígeno electronegativo con dos átomos de hidrógeno electropositivos conduce a un producto que es esencialmente no ácido. La reducción del ácido acético a etanol usando LiAlH ₄ ( hidruro de litio y aluminio o LAH) y éter es un ejemplo de dicha reacción.

El valor de p K a para el etanol es 16, comparado con 4,76 para el ácido acético.​​

Otro factor que contribuye a la habilidad de un ácido para perder un protón es la fuerza de enlace entre el hidrógeno ácido y el anión de la molécula que lo tiene (ver base conjugada). Esto, a su vez, es dependiente del tamaño de los átomos que comparten el enlace. Para un ácido HA, a la vez que aumenta el tamaño del átomo A, la fuerza del enlace disminuye, significando esto que es más fácil de ser roto, y la fuerza del ácido aumenta. La fuerza del enlace es una medida de cuánta energía es necesaria para romper un enlace. En otras palabras, requiere menos energía romper el enlace cuando el átomo A se hace más grande, y el protón es más fácilmente removible por una base. Esto explica parcialmente por qué el ácido fluorhídrico es considerado un ácido débil, mientras que los demás ácidos de halógeno (HCl, HBr, HI) son ácidos fuertes. Aunque el flúor es más electronegativo que los otros halógenos, su radio atómico es también mucho menor, por lo que comparte un enlace fuerte con el hidrógeno. Al moverse hacia abajo en una columna en la tabla periódica, los átomos se hacen menos electronegativos, pero también significativamente más grandes, y el tamaño del átomo tiende a dominar la acidez en el enlace con el hidrógeno. El sulfuro de hidrógeno, H ₂ S, es un ácido más fuerte que el agua, incluso aunque el oxígeno es más electronegativo que el azufre. Esto es debido a que el azufre es más grande que el oxígeno, y el enlace hidrógeno-azufre es más fácilmente rompible que el enlace hidrógeno-oxígeno.

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como se muestra a continuación (simbolizado por HA):

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO ₃). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH ₃COOH) y el ácido benzoico (C ₆H ₅ COOH).

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H ₂A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, K a1 y K a2.

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: K a1 > K a2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H ₂SO ₄) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO), para lo que K a1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO), donde K a2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de K a1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H ₂CO ₃) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO). Ambos valores de K a son pequeños, pero K a1 > K a2.

Un ácido triprótico (H ₃A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde K a1 > K a2 > K a3.

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H ₃PO ₄), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H ₂PO, luego HPO, y finalmente PO, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de K a difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:

La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base han sido añadidos a un ácido. Generalmente se asume incorrectamente que la neutralización resulta en una solución con pH 7,0, lo que es solamente el caso cuando el ácido y la base tienen fuerza similar durante la reacción y se encuentran en concentraciones semejantes. La neutralización con una base más débil que el ácido resulta en una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio, que es débilmente ácido, producido a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco. Recíprocamente, la neutralización de un ácido débil con una base fuerte produce una sal débilmente básica, por ejemplo, el fluoruro de sodio, formado a partir del fluoruro de hidrógeno y el hidróxido de sodio.

Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el valor de p K a del ácido protonado. La disminución en la concentración de H⁺ en la solución básica desplaza el equilibrio hacia la base conjugada (la forma deprotonada del ácido). En soluciones a menor pH (más ácidas), hay suficiente concentración de H⁺ en la solución para que el ácido permanezca en su forma protonada, o para que se protone la base conjugada.

Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus bases conjugadas forman las soluciones tampón.

En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti ⁴⁺, Cr ³⁺, Fe ³⁺, Co ²⁺, etc.

Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag⁺, Cu⁺, Pt ²⁺, Hg ²⁺, etc.

Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de numerosas reacciones.

Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrolitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil.

Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes, y el zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y aplicando electrólisis.

En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, los ácidos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres.

Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola.

Muchas moléculas biológicamente importantes son ácidos. Los ácidos nucleicos, incluyendo al ADN y el ARN contienen el código genético que determina mucho de las características de un organismo, y es transferido de padres a vástagos. El ADN contiene el molde químico para la síntesis de las proteínas, que están hechas de subunidades de aminoácidos.

Un α-aminoácido tiene un carbono central (el carbono α o alfa) que está unido covalentemente a un grupo carboxilo (de ahí que son ácidos carboxílicos), un grupo amino, un átomo de hidrógeno, y un grupo variable. El grupo variable, también llamado grupo R o cadena lateral, determina la identidad y muchas de las propiedades de un aminoácido específico. En la glicina, el aminoácido más simple, el grupo R es un átomo de hidrógeno, pero en todos los demás aminoácidos contiene uno o más átomos de carbono unidos a hidrógeno, y puede contener otros elementos, tales como azufre, selenio, oxígeno o nitrógeno. Con excepción de la glicina, los aminoácidos presentes en la naturaleza son quirales y casi invariablemente están presentes en la configuración L. Algunos peptidoglucanos, encontrados en algunas paredes celulares bacterianas contienen pequeñas cantidades de D-aminoácidos. A pH fisiológico, típicamente alrededor de 7, existen aminoácidos libres en forma iónica, donde el grupo carboxilo ácido (-COOH) pierde un protón (-COO⁻) y el grupo amino básico (-NH ₂) gana un protón (-NH). La molécula entera tienen una carga neta neutra, y es un zwitterión.

Los ácidos grasos y derivados de ácidos grasos son otro grupo de ácidos carboxílicos que juegan un rol significativo en biología. Estos contienen largas cadenas de hidrocarburo y un grupo ácido carboxílico en un extremo. La membrana celular de casi todos los organismos está hecha principalmente de una bicapa fosfolipídica, una micela de cadenas hidrofóbicas de ácidos grasos con grupos fosfato hidrofílicos.

En humanos y muchos otros animales, el ácido clorhídrico es parte del ácido gástrico segregado en el estómago para ayudar a hidrolizar a las proteínas, así como para convertir la proenzima inactiva pepsinógeno en la enzima activa pepsina. Algunos organismos producen ácidos para su defensa; por ejemplo, las hormigas producen el ácido fórmico.

El equilibrio ácido-base juega un rol crítico en la regulación de la respiración de los mamíferos. El gas oxígeno (O ₂) lleva a cabo la respiración celular, proceso por el cual los animales liberan la energía potencial química almacenada en los alimentos, produciendo dióxido de carbono (CO ₂) como producto. El oxígeno y el dióxido de carbono son intercambiados en los pulmones, y el cuerpo responde a las demandas energéticas variables ajustando la velocidad de ventilación pulmonar. Por ejemplo, durante períodos de ejercitación, el cuerpo rompe rápidamente los carbohidrato almacenados, liberando CO ₂ al torrente sanguíneo. En soluciones acuosas como la sangre, el CO ₂ existe en equilibrio con ácido carbónico y el anión bicarbonato.

CO ₂ + H ₂O H ₂CO ₃ H⁺ + HCO ₃⁻

Es la disminución en el pH la señal que lleva al cerebro a respirar más rápidamente y profundo, liberando el exceso de CO ₂ y resuministrando a las células con O ₂.

Las membranas celulares son generalmente impermeables a las moléculas polares, cargadas o grandes, debido a las cadenas grasas acílicas lipofílicas contenidas en su interior. Muchas moléculas biológicamente importantes, incluyendo un gran número de agentes farmacéuticos, son ácidos orgánicos débiles que pueden crusar la membrana en su forma protonada, en la forma sin carga, pero no pueden hacerlo en su forma cargada (como base conjugada). Por esta razón, la actividad de muchas drogas puede ser aumentada o disminuida por el uso de antiácidos o alimentos ácidos. Sin embargo, la forma cargada suele ser más soluble en la sangre y el citosol, ambos medios acuosos. Cuando el medio extracelular es más ácido que el pH neutro dentro de la célula, ciertos ácidos existirán en su forma neutra y serán solubles en la membrana, permitiéndoles cruzar la bicapa lipídica. Los ácidos que pierden un protón a pH intracelular existirán en su forma cargada, soluble, por lo que son capaces de difundirse a través del citosol a su objetivo. El ibuprofeno, la aspirina y la penicilina son ejemplos de drogas que son ácidos débiles.

Listing of strengths of common acids and bases.

Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.

Ebbing, D. D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6.

Pavia, D. L., Lampman, G. M., & Kriz, G. S. (2004). Organic chemistry volume 1: Organic chemistry 351. Mason, OH: Cenage Learning. ISBN 978-0-7593-4272-4.

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Ácido - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.​Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base).

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Una base o álcali es cualquier sustancia que presente propiedades alcalinas. En primera aproximación es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH: KOH → OH− + K⁺

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Una base o álcali es cualquier sustancia que presente propiedades alcalinas. En primera aproximación es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH: KOH → OH− + K⁺

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Los nucleótidos son un tipo de biomoléculas formadas por la unión de una base nitrogenada, una pentosa y una molécula de ácido fosfórico.

Son moléculas de enorme importancia biológica:

Son las unidades monoméricas que constituyen los ácidos nucleicos (ADN y ARN)

Intervienen en el proceso de acoplamiento energético entre las reacciones que producen y las que consumen energía (ATP)

Actúan como señales químicas, intermediarias en los sistemas de comunicación celular (AMP cíclico)

Nos centraremos en la descripción de los nucleótidos constituyentes de los ácidos nucleicos: ARN (ácido ribonucleico) y ADN (ácido desoxirribonucleico).

Nucleósidos

Se llama nucleósido a la unión entre una base nitrogenada y una pentosa mediante un enlace N-glucosídico.

Las bases nitrogenadas son compuestos planos heterocíclicos, formados por átomos de carbono y nitrógeno, que derivan de la purina o la pirimidina:

Las bases púricas derivan de la purina y, en los ácidos nucleicos, aparecen dos: la adenina (A) y la guanina (G).

Las bases pirimidínicas derivan de la pirimidina y pueden ser: la citosina (tanto en el ADN como en el ARN), la timina (sólo en el ADN) y el uracilo (sólo en el ARN).

En cuanto a la pentosa, puede ser de dos tipos:

En el ácido ribonucleico siempre aparece la ribosa (β-D-ribofuranosa)

En el ácido desoxirribonicleico encontramos la desoxirribosa (β-D-desoxirribofuranosa)

Los carbonos de la pentosa se numeran como 1′, 2′, 3′, 4′ y 5′, para diferenciarlos de los átomos de la base nitrogenada.

El enlace N-glucosídico es una condensación entre el carbono 1′ de la pentosa y uno de los nitrógenos de la base nitrogenada (el N1 en las bases pirimidínicas o el N9 en las bases púricas), con la pérdida de una molécula de agua:

Los nucleósidos se nombran añadiendo al nombre de la base la terminación -si es una base púrica (adenosina), o la terminación - si se trata de una base pirimidínica (citidina). Si la pentosa es la desoxirribosa, se añade el prefijo - (desoxiadenosina o desoxicitidina).

Nucleótidos

Están formados por la asociación de un nucleósido con ácido fosfórico. Esta unión se establece mediante un enlace éster fosfórico con un grupo hidroxilo del carbono 5′ de la pentosa:

La nomenclatura más usada es la que utiliza el nombre del nucleósido del que procede y la palabra fosfato al final, indicando su posición en la pentosa. Así, el nucleótido formado por la unión de un nucleósido de adenosina y un grupo fosfato en el carbono 5′ de la pentosa se nombra como adenosín 5'-fosfato. Es posible encontrar más de un grupo fosfato esterificado, por lo que se suele emplear la denominación monofosfato, difosfato o trifosfato para indicar su número. En este caso, el nucleótido anterior se podría nombrar como adenosín 5'-monofosfato o, abreviadamente, AMP (el difosfato y el trifosfato se designarían como ADP y ATP, respectivamente). Si la pentosa hubiese sido una desoxirribosa, el nucleósido se denominaría desoxadenosina y el nucleótido se nombraría como desoxiadenosín 5'-monofosfato o dAMP.

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Los nucleótidos son un tipo de biomoléculas formadas por la unión de una base nitrogenada, una pentosa y una molécula de ácido fosfórico. Son moléculas de enorme importancia biológica: Son las unidades monoméricas que constituyen los ácidos nucleicos (ADN y ARN) Intervienen en el proceso de acoplamiento energético entre las reacciones que producen y las que...

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En ocasiones a una ecuación molecular se le llama simplemente una ecuación balanceada. En una ecuación molecular, todos los compuestos iónicos y ácidos se representan como compuestos neutros usando la forma molecular. El estado de cada substancia se indica en paréntesis después de la fórmula.

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estequiometría: balanceo de ecuaciones químicas

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Estequiometría: Balanceo de ecuaciones químicas

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El punto de partida para realizar los cálculos estequiométricos es la ecuación química balanceada, la cual nos indica directamente en qué proporción se combinan los reactivos y se forman los productos.