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.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
21. Explica el comportamiento de las sales mediante un modelo. (N3)
22. Explica la formación de iones (aniones y cationes) a partir de átomos neutros (metal y no metal) por medio de la transferencia de electrones. (N2)
Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se convierte ( ®) en el catión Na+: Na - 1 e- ® Na+ (18.1) Si un átomo de oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=: O + 2 e- ® O= (18.2) Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que no compensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 + producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3 : H+ + NH3 ® NH4 + o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:
H+ + H2 O ® H3 O+
Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muy diferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na, reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a las diferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentar diferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias.
23. Describe las características del enlace iónico. (N2)
Algunas características de este tipo de enlace son:
- Ruptura de nucleo masivo.
- Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
- Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición.
- Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
- Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas.
- Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
- En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.
24. Reconoce la existencia de fuerzas de atracción eléctrica entre cationes y aniones denominadas enlace iónico.
Enlace Metálico
Los enlaces o uniones del tipo metálico se hallan en los metales. En un cuerpo de metal como podría ser un simple trozo de hierro en un clavo, cada uno de los átomos que constituyen el metal (en este caso hierro) pierde fácilmente los electrones de la última capa de energía, se produce una deslocalización de electrones, quedando cada uno de los átomos con carga eléctrica positiva (cationes). Los electrones liberados de los cationes se encuentran libres y en movimiento (por ello los metales pueden conducir la corriente eléctrica), formando una nube de electrones que envuelven a cada uno de los cationes y los mantiene unidos por atracción electrostática, una carga negativa atraída a una carga positiva y viceversa. El enlace metálico forma una red tridimensional de cationes, redes cristalinas, no moléculas. Esta red compacta de cationes le otorga rigidez a los sólidos metálicos, excepto el mercurio, alta conductividad eléctrica, térmica y elevados puntos de fusión y ebullición.
Los enlaces o uniones del tipo metálico se hallan en los metales. En un cuerpo de metal como podría ser un simple trozo de hierro en un clavo, cada uno de los átomos que constituyen el metal (en este caso hierro) pierde fácilmente los electrones de la última capa de energía, se produce una deslocalización de electrones, quedando cada uno de los átomos con carga eléctrica positiva (cationes). Los electrones liberados de los cationes se encuentran libres y en movimiento (por ello los metales pueden conducir la corriente eléctrica), formando una nube de electrones que envuelven a cada uno de los cationes y los mantiene unidos por atracción electrostática, una carga negativa atraída a una carga positiva y viceversa. El enlace metálico forma una red tridimensional de cationes, redes cristalinas, no moléculas. Esta red compacta de cationes le otorga rigidez a los sólidos metálicos, excepto el mercurio, alta conductividad eléctrica, térmica y elevados puntos de fusión y ebullición.
Enlace Iónico
También como en el enlace metálico, forma redes cristalinas y no moléculas, se producen iones. Este tipo de enlaces se encuentra siempre entre elementos de naturaleza metálica (electropositivos) o cationes y elementos de naturaleza no metálica (electronegativos) o aniones. Los elementos electropositivos –metales- pierden fácilmente sus electrones porque poseen baja energía de ionización, tienen baja capacidad para retener los electrones de su último nivel de energía; en cambio, los aniones o elementos electronegativos –no metálicos- tienen gran afinidad por los electrones o alta energía de ionización y tienden a captarlos; la unión se produce por atracción de fuerzas electrostáticas entre el anión (electronegativo) y el catión (electropositivo). Ejemplos de enlaces iónicos son: el cloruro de sodio (NaCl), Óxido de calcio (CaO) y óxidos del resto de los metales.
En los enlaces iónicos ocurre una transferencia de electrones desde el elemento electropositivo o catión hacia el elemento electronegativo o anión.
Los compuestos iónicos forman sólidos a presión y temperatura ambiente; no conducen la corriente eléctrica pero cuando se encuentran en solución forman iones que si pueden conducir la corriente eléctrica. Los iones son elementos químicos que poseen un tipo de carga eléctrica, positiva (catión) o negativa (anión).
Forman las uniones más fuertes y son solubles en agua.
También como en el enlace metálico, forma redes cristalinas y no moléculas, se producen iones. Este tipo de enlaces se encuentra siempre entre elementos de naturaleza metálica (electropositivos) o cationes y elementos de naturaleza no metálica (electronegativos) o aniones. Los elementos electropositivos –metales- pierden fácilmente sus electrones porque poseen baja energía de ionización, tienen baja capacidad para retener los electrones de su último nivel de energía; en cambio, los aniones o elementos electronegativos –no metálicos- tienen gran afinidad por los electrones o alta energía de ionización y tienden a captarlos; la unión se produce por atracción de fuerzas electrostáticas entre el anión (electronegativo) y el catión (electropositivo). Ejemplos de enlaces iónicos son: el cloruro de sodio (NaCl), Óxido de calcio (CaO) y óxidos del resto de los metales.
En los enlaces iónicos ocurre una transferencia de electrones desde el elemento electropositivo o catión hacia el elemento electronegativo o anión.
Los compuestos iónicos forman sólidos a presión y temperatura ambiente; no conducen la corriente eléctrica pero cuando se encuentran en solución forman iones que si pueden conducir la corriente eléctrica. Los iones son elementos químicos que poseen un tipo de carga eléctrica, positiva (catión) o negativa (anión).
Forman las uniones más fuertes y son solubles en agua.
Enlace Covalente
A diferencia de los casos anteriores, los enlaces covalentes si forman moléculas al no formar iones. Se produce entre elementos que poseen similar y elevada electronegatividad, esta última es la capacidad que tiene un elemento para captar electrones, como es el caso de los no metales. Como ninguno de ellos pierde electrones porque se trata de elementos electronegativos, necesitan captarlos para estabilizarse, entonces los comparten en pares. Este proceso donde los iones comparten electrones se llama Enlace o Unión Covalente.
Los compuestos constituidos por enlaces covalentes no conducen la corriente eléctrica porque no tienen electrones ni iones libres; debido a que sus enlaces son más débiles que los iónicos presentan bajo punto de fusión y ebullición, por ello generalmente se encuentran en estado líquido o gaseoso, como por ejemplo, el agua(H2O), dióxido de carbono (CO2).
En síntesis, los enlaces covalentes se producen cuando ambos elementos de elevada electronegatividad comparten pares de electrones, es decir, cuando se comparte un electrón de un elemento electronegativo con otro electrón de otro elemento electronegativo.
También existe otro enlace covalente que se llama coordinado o dativo, se produce cuando uno de los dos elementos electronegativos comparte electrones y el otro elemento no comparte porque ya se encuentra estabilizado eléctricamente, ocurre como una especie de “préstamo” de electrones de un elemento al otro. Ejemplos: SO2 Dióxido de azufre y SO3 trióxido de azufre. Un átomo de azufre con un átomo de oxígeno se enlazará de manera covalente polar y ese mismo azufre con el otro (SO2) y otro átomo de oxígeno (SO3) se enlazará de manera coordinada o covalente dativo.
Entre los enlaces covalentes, NO en el caso de los enlaces coordinado o dativo, se reconocen dos tipos: el enlace covalente puro o también llamado no polar y el enlace covalente polar.
A diferencia de los casos anteriores, los enlaces covalentes si forman moléculas al no formar iones. Se produce entre elementos que poseen similar y elevada electronegatividad, esta última es la capacidad que tiene un elemento para captar electrones, como es el caso de los no metales. Como ninguno de ellos pierde electrones porque se trata de elementos electronegativos, necesitan captarlos para estabilizarse, entonces los comparten en pares. Este proceso donde los iones comparten electrones se llama Enlace o Unión Covalente.
Los compuestos constituidos por enlaces covalentes no conducen la corriente eléctrica porque no tienen electrones ni iones libres; debido a que sus enlaces son más débiles que los iónicos presentan bajo punto de fusión y ebullición, por ello generalmente se encuentran en estado líquido o gaseoso, como por ejemplo, el agua(H2O), dióxido de carbono (CO2).
En síntesis, los enlaces covalentes se producen cuando ambos elementos de elevada electronegatividad comparten pares de electrones, es decir, cuando se comparte un electrón de un elemento electronegativo con otro electrón de otro elemento electronegativo.
También existe otro enlace covalente que se llama coordinado o dativo, se produce cuando uno de los dos elementos electronegativos comparte electrones y el otro elemento no comparte porque ya se encuentra estabilizado eléctricamente, ocurre como una especie de “préstamo” de electrones de un elemento al otro. Ejemplos: SO2 Dióxido de azufre y SO3 trióxido de azufre. Un átomo de azufre con un átomo de oxígeno se enlazará de manera covalente polar y ese mismo azufre con el otro (SO2) y otro átomo de oxígeno (SO3) se enlazará de manera coordinada o covalente dativo.
Entre los enlaces covalentes, NO en el caso de los enlaces coordinado o dativo, se reconocen dos tipos: el enlace covalente puro o también llamado no polar y el enlace covalente polar.
· El enlace covalente puro o no polar se encuentra en elementos que tienen la misma electronegatividad o los elementos son iguales, ejemplo cuando se unen dos átomos de oxígeno para formar la molécula de oxígeno (O2), lo mismo ocurre con el H2; N2; Cl2; Br2; I2
· El enlace covalente polar se encuentra en elementos que tienen distinta electronegatividad, los elementos electronegativos son diferentes y producen un dipolo eléctrico, se forma una zona de polaridad negativa sobre el sector más electronegativo de la molécula y una zona de polaridad positiva sobre el sector menos electronegativo de la molécula. Ejemplo cuando se unen un átomo de Cloro con uno de Hidrógeno para formar una molécula de Cloruro de Hidrógeno (HCl); otro ejemplo es el agua H2O.
25. Explica, empleando modelos tridimensionales, por qué las sales son solubles y conductoras de la electricidad cuando están algunas sales son solubles en agua, en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y son descompuestas por medio de la electrólisis, orientar las respuestas hacia el tipo de partículas que las constituyen (iones). (A21)
Los fertilizantes pueden clasificarse de distinta maneras, ya sea según su origen ( inorgánicos e orgánicos ), composición (puros y compuestos) o característica (líquidos y sólidos) y usos a los que están destinados.
La adecuada elección dependerá de:
La fertilidad del suelo y su nivel de salinidad. Cantidad de agua disponible. -Condiciones climatológicas. Tamaño de la especie vegetal. Tipo de planta: examinar si es cultivada por sus hojas o sus flores; su época de floración (antes o después de las hojas); su estructura y resistencia (si son quebradizas o están expuestas a vientos fuertes); su edad.
Origen
Pueden ser de origen natural extraídos de la tierra, como el nitrato (de Chile) o bien sintéticos elaborados por el hombre.
Las plantas no distinguen entre procedencia natural o sintética, y ambos se descomponen antes de ser absorbidos. Generalmente los de este tipo son de acción rápida y estimulan el crecimiento y vigor de las plantas cuando se aplican sobre la superficie.
En el mercado se pueden encontrar una serie de marcas que distribuyen distintos tipos de fertilizantes con un nombre comercial. Lo importante al momento de elegir, es fijarse en el contenido de nutrientes que aporta cada fertilizante,expresado en porcentaje. Así por ejemplo un fertilizante cuya composición es 8-16-16, significa que aporta un 8% de N, 13% de P (P2O5) Y 16% de K (K2O).
Macronutrientes Primarios
Nitrógenados:
Fosfatados:
Potásicos:
Macronutrientes Secundarios (Ca, Mg, S)
Micronutrientes
Pueden ser de origen animal (guano) o vegetal (compost, abonos verdes). La mayoría son de acción lenta, pues proporcionan nitrógeno orgánico que debe ser transformado en inorgánico por las bacterias del suelo antes de ser absorbido por las raíces. Como estos organismos no actúan en suelos fríos, ácidos o empapados, su efectividad y rapidez de acción dependerá del terreno.
Con estos fertilizantes no es tan fácil que se quemen las hojas como con los inorgánicos y efectúan un suministro continuo de alimento a las plantas por mucho tiempo, pero resultan más caros.
Simples o compuestos
· Los fertilizantes simples están formados por un solo ingrediente activo. Generalmente contiene un solo alimento vegetal básico o pequeñas cantidades de otros (como la harina de huesos). · Los fertilizantes compuestos están formados por mezclas de ingredientes activos, y generalmente contienen los 3 nutrientes vegetales principales. Muchos de ellos contienen al mismo tiempo fuentes de sustancias nutritivas de acción rápida y lenta, lo que les permite mantener su acción nutritiva por más tiempo.
Sólidos o líquidos
· Existe una amplia gama de abonos sólidos: en polvo, granulados, en gel, en pastillas y en bastones. · Los polvos actúan más rápidamente que los granulados, pero son más incómodos de usar. Ambos se esparcen sobre el suelo con la mano o con equipo atomizador de abono. · Los bastones son unas especies de "clavos" de fertilizante concentrado, que deben introducirse en el suelo. · Las pastillas son fertilizantes completos, nutritivamente balanceados. Hay de dos tipos: para plantas de flor y de hoja. · Los fertilizantes líquidos se aplican directamente sobre las plantas o disueltos en agua, con regadera o dosificador de manguera. Actualmente son muy utilizados los polvos solubles. Abonos foliares · Se pueden conseguir solos o mezclados con pesticidas (productos multiuso). · Al pulverizarse sobre las hojas, sus nutrientes penetran en pocas horas en la circulación de la savia, incluso si la planta se encuentra en suelos pobres. · Mejores resultados se obtienen usándolos al atardecer y sobre plantas con bastantes hojas. No los use si existe riesgo de lluvias. · Son muy útiles, especialmente para aplicar sobre rosas y plantas enfermas.
Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos
HCl + Zn ZnCl2 H2
2HCl + Zn ZnCl2 H2
KClO3 KCl + O2
2 KClO3 2KCl + 3O2
Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos
El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1
El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0
Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Otros ejemplos
KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0
KClO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2
2KClO3 2KCl + 6O2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu oxida en 2 x 1 = 2
N reduce en 1 x 1 = 1
Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Balanceo de ecuaciones por el método algebraico
Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:
Fe + O2 Fe2O3
A B C
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica
Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B = 3
Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A = 4
B = 3
C = 2
Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación
4Fe + 3O2 2 Fe2O3
Otros ejemplos
HCl + KmNO4 KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
A B C D E F
A = 2E
Cl) A = C + 2D + 2F
B = C
Mn) B = D
O) 4B = E
Si B = 2
4B = E
4(2) = E
E = 8
B = C
C = 2
B = D
D = 2
A = 2E
A = 2 (8)
A = 16
A = C + 2D + 2F
16 = 2 + 2(2) + 2F
F = 10/2
F = 5
16HCl + 2KmNO4 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
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Está desarrollado y actualizado bajo el patrocinio de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.
Las reglas para nombrar compuestos orgánicos e inorgánicos están contenidas en dos publicaciones, conocidas como el Libro Azul y el Libro Rojo, respectivamente. Una tercera publicación, conocida como el Libro Verde, describe las recomendaciones para el uso de símbolos para cantidades físicas (en asociación con la IUPAP), mientras que el cuarto, el Libro Dorado, contiene las definiciones de un gran número de términos técnicos usados en química. Una compilación similar existe para la bioquímica (en asociación con el IUBMB), el análisis químico y la química macromolecular. Estos libros están complementados por unas cortas recomendaciones para circunstancias específicas las cuales son publicadas de vez en cuando en la Revista de Química Pura y Aplicada.
La función principal de la nomenclatura química es asegurar que la persona que oiga o lea un nombre químico no albergue ninguna duda sobre el compuesto químico en cuestión, es decir, cada nombre debería referirse a una sola sustancia. Se considera menos importante asegurar que cada sustancia tenga un solo nombre, aunque el número de nombres aceptables es limitado.
Es también preferible que un nombre traiga algo de información sobre la estructura o la química de un componente. Los números CAS forman un ejemplo extremo de nombre que no toman en cuenta estas recomendaciones: cada uno se refiere a un componente en particular pero no contiene información de la estructura.
Debido al gran número de compuestos, la química orgánica ha desarrollado su propio sistema de nomenclatura que relaciona las fórmulas de los compuestos y sus nombres. Aún así se sigue utilizando el sistema IUPAC.
Los nombres de los compuestos deben ser sistemáticos, deben asignarse mediante un sistema de normas, de tal manera que a partir del nombre pueda deducirse su estructura, y a partir de la estructura poder dar el nombre.
Se utilizan prefijos para indicar el número de carbonos del compuesto. A continuación verá los principales:
Números de átomos de carbono
| ||
met-
|
1
| |
et-
|
2
| |
prop-
|
3
| |
but-
|
4
| |
pent-
|
5
| |
hex-
|
6
| |
hept-
|
7
| |
oct-
|
8
| |
non-
|
9
| |
dec-
|
10
|
CLASES DE SALES.
Hay dos clases de sales: sales holoideas (sales del tipo uro) que presentan su ion hologénico sin oxígeno; las oxisales (sales del tipo ito-ato) presentan un ion hologénico con oxígeno. Para la escritura de estos compuestos, se anota el ion metálico positivo, seguido del ion halogénico negativo y se igualan sus cargas eléctricas.
Para la nomenclatura, primer se lee el ion halogénico con su nombre propio, y luego del metal de manera exactamente igual que en los óxidos metálicos. Ejemplos:
Sistema Stock Nomenclatura clásica
NaCl cloruro de sodio cloruro de sodio
SnS2 sulfuro de estaño (II) sulfuro estánnico
FeSO4 sulfato de hierro (II) sulfato ferroso
Fe2(SO4)3 sulfato de hierro (III) sulfato férrico
Ca3(PO4)2 fosfato de calcio fosfato de calcio.
OBTENCIÓN DE SALES.
Las sales se obtienen principalmente por la reacción de:
Ácido + Metal --> SAL + H2
H2SO4 + Mg --> MgSO4 + H2
Ácido + óxido --> SAL + H2O
H2SO4 + MgO --> MgSO4 + H2O
Ácido + Hidróxido --> SAL + H2O
H2SO4 + Mg(OH)2 --> MgSO4 + H2O
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