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INTRODUCCION

La sistematización analítica necesaria para la investigación de aniones en una muestra dada requiere previamente de la existencia de una clasificación semejante a la que se vio para cationes. Sin embargo, a diferencia de estos, en aniones no existe una clasificación única, y puede decirse que cada autor propone la suya propia aunque entre todas existan naturales analogías. Citaremos seguidamente algunas de las causas responsables de esta situación: a. El gran número de aniones a considerar, que incluye no solo a los formados por elementos electronegativos (F-, S=, Cl-) sino también a los formados por elementos electropositivos muy ácidos como arseniatos, arsenitos, cromatos, permanganatos, etc. b.

La ausencia de reactivos verdaderamente selectivos que separan grupos bien definidos de aniones. El reactivo general del grupo se usa solamente para revelar la presencia de los aniones del mismo, y no como método separativo tal como en cationes.

c. La inestabilidad frente a los cambios de acidez que modifican su potencial redox y puede transformar al mismo. Una clasificación general bastante adoptada es la que se basa en las distintas solubilidades de las sales de plata (Ag+) y bario (Ba+2) ó con Ba+2 y Ca+2 (calcio) resultando un ordenamiento en tres (3) grupos. Esta clasificación no es completa, pero resulta sencilla y cómoda.

TITULO: ANIÓNES Un anión es un ion con carga eléctrica negativa, es decir, que ha ganado electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo. Los aniones se clasifican en:  ANIONES DEL GRUPO I: Precipitan con Ba+2 ó mezcla de Ba+2 y Ca+2 en medio neutro o débilmente alcalino.. −𝟑 1.) ARSENITO, ARSENIATO.- 𝑨𝒔𝑶−𝟏 𝟐 𝒚 𝑨𝒔𝑶𝟒

a. Identificación: Al identificar estos iones, interfiere el S-2, ya que precipita a ambos como As2S3 y As2S5 amarillo y naranja respectivamente; por lo tanto cuando estos tres iones se encuentran juntos se produce la precipitación instantánea. El AsO2 y el AsO3 se identifican mediante la precipitación con H2S. El 𝐴𝑠𝑂4−3 se identifica por precipitación con mixtura magnesiana en presencia de AsO2Cuando el AsO2 está ausente, se reduce al 𝐴𝑠𝑂4−3 a AsO2- y luego se le puede identificar como AsO2. Al identificar al 𝐴𝑠𝑂4−3 con mixtura magnesiana, interfiere el 𝑃𝑂4−3 , ya que ambos precipitan con la mixtura: 𝐴𝑠𝑂4−3 + mixtura magnesiana 𝑃𝑂4−3 + mixtura magnesiana

NH4OH NH4OH

MgNH4AsO4 MgNH4 (PO4)

blanco blanco

Ambos precipitados son solubles en ácido clorhídrico, se puede separar al arseniato de fosfato mediante la reducción del arseniato a AsO2:

𝐴𝑠𝑂4−3 + NH4I

H+

AsO2 + I2 (fase orgánica)

CCl 4

Fase Acuosa Fase Orgánica

b. Reacciones: AsO2- (AsO3-3): Arsenito 

Solución de nitrato de plata: se produce precipitado amarillo de arsenito de plata Ag3 AsO3 en solución neutra (diferencia con el arseniato), soluble en soluble en solución de amonio y acido nítrico.

AsO2- + H2O + 3 Ag+ Na3AsO3 + 3 AgNO3 Precipitado amarillo

Ag3 AsO3 + 2 H+ Ag3 AsO3

+ 3 NaNO3

 Solución con sulfuro de hidrogeno (H2S): tiene un precipitado amarillo de sulfuro arsenioso As2S3en solución acida (acido clorhídrico generalmente).

2 Na3AsO3 + 6 HCl + 3 H2S

As2S3 + 6 NaCl + 6 H2O

Precipitado amarrillo El precipitado en insoluble en acido clorhídrico concentrado, caliente.  Solución de yodo I2 : oxida el AsO2- a AsO4-3 en un medio neutro o débilmente alcalino: AsO2- + I2 + H2O H2AsO4- + 2I- + 2 H+ El yodo se decolora debido a la Formación del ac. Arsénico y ac. Yodhídrico Esto se nota por la desaparición de coloración pardo, que es propia de la soluciones de yodo.  Mezcla Magnesiana o mixtura magnesiana (solución que contiene MgCl2, NH4OH Y NH4Cl): no precipita a diferencia de los arseniatos. AsO4-3: Arseniato  Solución de nitrato de plata (AgNO3): forma con el arseniato AsO4-3 un precipitado característico pardo – chocolate, (diferencia con el arsenito) de Ag3 AsO4 soluble en acido nítrico e hidróxido de amonio.

AsO4-3 + 3 AgNO3 Ag3 AsO4 + 3 NO3Precipitado pardo - chocolate  Solución de yoduro de potasio (KI): en un medio acido se oxida por el AsO4- a yodo, a consecuencia de esto la solución se hace parda: AsO4-3 + 2I- + 3 H+

HAsO2 + I2 + 2 H2O Solución parda

 Solución de mixtura de magnesio: se produce un precipitado blanco cristalino de arseniato amónico magnésico.

Na3AsO3 + MgCl2 + NH4OH

H2 (NH4) AsO4 + H2O + 2 NaCl

2.) BORATO (B4O7-2). Los Boratos en la química son compuestos químicos que contienen oxoaniones boro, con boro en estado de oxidación de +3. El ión borato más simple es la plana trigonal, BO33−, aunque otros muchos son conocidos.1 BO33− forma sales con elementos metálicos. El boro se encuentra en la naturaleza es comunmente como un mineral de borato. El boro también se encuentra combinado con silicatos para formar complejos de borosilicatos minerales como la turmalina. Muchos boratos son fácilmente hidratados y contienen grupos estructurales de hidróxido y fácilmente se deben considerar como hidroxoboratos. Química acuosa En solución acuosa el borato existe en muchas formas. En condiciones ácido y neutro, es el ácido bórico, comúnmente escrito como H3BO3 pero más correctamente B(OH)3. El pKa del ácido bórico es 9.14 at 25 °C. El ácido bórico no se disocia en solución acuosa, pero es ácida debido a su interacción con las moléculas de agua, formando tetrahidroxiborato: B(OH)3 + H2O

B(OH)−4 + H+

Ka = 5.8x10−10 mol/l; pKa = 9.24. Los aniones poliméricos que contienen unidades estructurales OH (polihidroxoboratos) se forman a un pH de 7–10 si la concentración del boro es aproximadamente superior a 0.025 mol/L. El más conocido de éstos es el ión que se encuentra en el mineral bórax: 4 B(OH)−4 + 2 H+

B4O5(OH)2−4 + 7 H2O

Aunque el ácido bórico añade hidróxido para formar B(OH)−4, los iones ficticios son más fáciles de usar en cálculos de valores pKa y otros. Así, para un ácido poliprótico típico, las series de desprotonación borato de dihidrógeno [H2BO−3], borato de hidrógeno [HBO2−3], y borato [BO3−3] se pueden escribir como incrementos de pH. Iones poliméricos Un número de iones poliméricos de borato se conocen en los compuestos anhidros, que se hacen por reaccón B(OH)3 o B2O3 con óxidos metálicos, por ejemplo:1  

diborato B2O54− por ejemplo, en Mg2B2O5 (suanita) triborato B3O75- en CaAlB3O7 (johachidolita)

tetraborato B4O96− por ejemplo, en Li6B4O9 los metaboratos que contengan [BO2−]n con tres coordenadas de boro por ejemplo, en LiBO2, CaB2O4  los metaboratos que contengan 3 y cuatro coordenadas de boro, a menudo estas son modificaciones de alta presión.  

Sales comunes del borato La tincalconita después del Borax, ollo del boro, Boron, California. Size: 8.0 x 4.5 x 4.5 cm. Otras sales comunes incluyen al metaborato de sodio, NaBO2, y tetraborato de sodio, Na2B4O7, este ultimo se conoce mejor como borax una sal decahydratada, la cual contiene al ion hydroxoborato , B4O5(OH)4 2−. La formula completa es Na2[B4O5(OH)4]·8H2O. En Boron, California se encuentra el deposito minero mas grande de borax. El Desierto de Atacama en Chile es también un sitio minero activo de boratos. Varias formas de borato se usan como conservantes para madera o fungicidas como el octaborato tetrahidratado de disodio. Ésteres del borato Los éteres del borato son compuestos orgánicos del tipo B(OR)3 donde R es un residuo orgánico (por ejemplo, alquilo o arilo), los ésteres del borato incluyen el trimetil borato, B(OCH3)3, que se utiliza como precursor de ésteres borónicos para acoplamientos de Suzuki. 3.) CARBONATO (CO32−) Los carbonatos son las sales del ácido carbónico o ésteres con el grupo R-O-C(=O)-OR'. Las sales tienen en común el anión CO32- y se derivan del ácido carbónico H2CO3. Según el pH (la acidez de la disolución) están en equilibrio con el bicarbonato y el dióxido de carbono. La mayoría de los carbonatos, aparte de los carbonatos de los metales alcalinos, son poco solubles en agua. Debido a esta característica son importantes en geoquímica y forman parte de muchos minerales y rocas. El carbonato más abundante es el carbonato cálcico (CaCO3) que se halla en diferentes formas minerales (calcita, aragonito), formando rocas sedimentarias (calizas, margas) o metamórficas (mármol) y es a menudo el cemento natural de algunas areniscas. Sustituyendo una parte del calcio por magnesio se obtiene la dolomita CaMg(CO3)2, que recibe su nombre por el geólogo francés Déodat Gratet de Dolomieu. Muchos carbonatos son inestables a altas temperaturas y pierden dióxido de carbono mientras se transforman en óxidos.

Aplicaciones Los carbonatos se aplican en multitud de campos. A menudo su utilización va ligada al compuesto concreto como la obtención de cal viva (CaO) del carbonato cálcico. Uno de los carbonatos más importantes industrialmente es el carbonato sódico. En la naturaleza se encuentra en algunas lagunas salinas, por ejemplo, en Egipto, aunque la gran mayoría se obtiene a partir de la cal en el proceso de Solvay. Es un intermedio en la obtención de productos tan dispares como el jabón, el percarbonato sódico utilizado como blanqueante, el vidrio, la sosa (NaOH) etc. Las cenizas de madera también se componen en gran medida de carbonatos. Estos han dado incluso el nombre a un elemento, el potasio (K) del inglés "pot ash = ceniza debajo de la caldera" ya que se obtenía habitualmente de esta fuente. Debido a su carácter como sales de un ácido débil los carbonatos se utilizan también como bases baratos. En esta aplicación se libera dióxido de carbono y en disolución se queda la sal formada por el metal que estaba unido al carbonato y el resto del ácido neutralizado:

El carbonato cálcico forma parte de la formulación de las pastas dentales. 4.) CROMATO (CrO4-2) Los cromatos y los dicromatos son sales del ácido crómico y del ácido dicrómico, respectivamente. Los cromatos contienen el ion CrO42−, que les da un fuerte color amarillo. Los dicromatos poseen el ion Cr2O72−, por lo que son de un color anaranjado intenso. Características:  Los átomos de

cromo se encuentran en estado de oxidación +6 en ambos, lo que hace que estos compuestos sean por lo general fuertes oxidantes.  En solución acuosa, el cromato y el dicromato se encuentran en equilibrio.

Al aumentar el pH de la solución, predomina el ion cromato, mientras el dicromato predomina en un pH más bajo. Esto es un clásico ejemplo del Principio de Le Châtelier. La concentración de cromato también afecta al equilibrio.  Son usados en análisis ambiental para medir la Demanda química de oxígeno.  Son cancerígenos. Todos los compuestos con cromo en estado de oxidación

6+ son considerados tóxicos y cancerígenos.  Al ser usados como tituladores en una reacción de óxido-reducción, son reducidos a cromo (III), Cr3+, de un color verdeazulado.  Las sales de sodio (Na+), potasio (K+), y amonio (NH4+) son sólidos cristalinos solubles en agua y son los cromatos y dicromatos más comúnmente usados como reactivos. En

general, los cromatos y dicromatos de metales pesados son poco o nada solubles en agua por lo que carecen de utilidad como reactivos. 5.) FLUORURO (F-) Los fluoruros son las sales del ácido fluorhídrico (HF), y tienen como anión el F-. Los fluoruros suelen ser compuestos incoloros (si no están unidos a un grupo colorado). Los fluoruros de los metales alcalinos son solubles en agua e higroscópicos, mientras que los fluoruros de los elementos alcalinotérreos, especialmente del calcio y del bario, son poco solubles. El fluoruro de calcio se encuentra en la naturaleza como fluorita (de este mineral han recibido su nombre el elemento y los fluoruros), el principal mineral de este elemento. El difluoruro de oxígeno (OF2) es el único compuesto con el oxígeno en el estado de oxidación +2. El fluoruro no puede ser oxidado por otros elementos o compuestos a flúor elemental, por ello los fluoruros pueden estabilizar los números de oxidación más elevados de los elementos. Los compuestos fluoruros exterminan todos los microorganismos del sistema digestivo. A largo plazo pueden causar problemas digestivos y ciertos problemas con el colon. Síntesis Los fluoruros se generan convenientemente a partir de la base correspondiente y el ácido fluorhídrico. Así se puede obtener el fluoruro sódico a partir de soda cáustica: NaOH + HF -> NaF + H2O También se puede recurrir al intercambio del anión partiendo de otras sales. La reacción a partir de los elementos es generalmente muy violenta. Aplicaciones En el ámbito familiar los fluoruros inorgánicos se encuentran sobre todo en los productos para la higiene dental. Se aplica para que al intercambiarse con grupos hidróxido del esmalte dental hace el diente más resistente frente a los ataques de caries. Se suelen aplicar fluoruro de sodio, fluorofosfatos o fluoroaminas en las formulaciones de las pastas de diente (ver terapia de fluoruro y remineralización de los dientes). En algunos países se añade fluoruro al agua potable para favorecer la salud dental (ver fluorización del agua potable). Los fluoruros también se utilizan en la industria:  El

hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas muy pesado y se ha utilizado para rellenar las pelotas de tenis.  El fluoruro de calcio se utiliza en metalurgia para hacer más fluidas las escorias.  El hidrogenofluoruro de amonio (NH4HF2) se utiliza en el tratamiento de las superficies de vidrio que corroe y las hace opacas.  La criolita (Na3AlF6) se utiliza como electrolito en la obtención del aluminio.

 Ya

que del flúor sólo existe un isótopo estable los fluoruros se utilizan también en la separación de otros elementos. Así, la separación del uranio 235U del 238U pasa a través del hexafluoruro de uranio.  Algunos fluoruros como el trifluoruro de boro (BF3) son ácidos de Lewis fuertes y se utilizan como tales y como catalizadores. 6.) FOSFATO.- 𝑷𝑶−𝟑 𝟒 a. Solubilidad: Los fosfatos de los metales alcalinosa y de amonios son solubles en agua excepto el de litio; los fosfatos primarios de los alcalinos térreos también son solubles. Todos los fosfatos de los otros metales, y también los fosfatos secundarios y terciarios de los metales alcalinos térreos, son escasamente solubles insolubles en agua. Se emplea generalmente fosfato di sódico; Na2HPO4.12H2O, son incoloras. Este anión se identifica por su reacción específica: 𝑃𝑂4−3 + (NH4)2MoO4 (NH4)3PO4.12MoO3 Precipitado Amarillo El calentamiento de esta solución es suave, no mayor de 60º C. Interfiere el sulfuro S −2, ya que le molibdeno precipita con le sulfuro dando un precipitado azul de sulfuro de molibdeno. El CI − también reduce le molibdeno VI hasta azul de molibdeno con diferente grado de oxidación. También interfiere él 𝐴𝑠𝑂4−3 , este se puede neutralizar utilizando acido tartárico durante la precipitación con molibdato de amonio. b. Reacciones: 1. Reacción con molibdato de amonio: o liquido de molibdeno, o sea, la solución de molibdato de amonio o acido nítrico forma con los fosfatos un precipitado cristalino amarillo característico de fosfomolibdato o según la nomenclatura moderna,

13-

molibdofosfato de amonio: (les van de identificación) HPO4 -2 + 3 NH4 + + 12 MoO4 -2 + 24 H

(NH3)3 [PMo12O40] + 12 H2O

2. Cloruro de bario : forma con la solución de Na2HPO4 un precipitado blanco de BaHPO4 , soluble en acido: HPO4 -2 + BaCl2 BaHPO4 + 2 ClPrecipitado blanco

Si la reacción se da en presencia de álcalis o de hidróxido de amonio el ion HPO4 -2 se transforma en PO4-3 precipitando Ba3 (PO4)2 Ba+2 + 2 HPO4+2 + 2 OHBa3 (PO4)2 + 2 H2O

3. Mixtura magnesiana, o sea una mezcla de MgCl2con hidróxido de amonio y cloruro de amonio, forma un precipitado cristalino blanco. De fosfato amónico magnésico, soluble en CH3COOH, insoluble en NH4OH al 2.5%. Na2HPO4 + MgCl2 + NH4OH

Mg (NH4) PO4 + 2 NaCl + H2O

7.) YODATO (IO3-) Un iodato o yodato es una sal del ácido iódico. Su fórmula molecular es IO3-. El yodato es el anión formado por el ácido yódico. Los iodatos pueden obtenerse reduciendo periodatos con un tioéter; el subproducto de esta reacción es un sulfóxido.1 Los iodatos son compuestos similares a los cloratos, pero estos últimos poseen cloro en lugar de iodo. 8.) OXALATO (C2O4-2) Los oxalatos son sales o ésteres del ácido oxálico. Las sales tienen en común el anión C2O42−, también escrito como (COO)22−, los ésteres tienen en común el esquema estructural R-O2CCO2R'. Propiedades Se trata de sustancias habitualmente incoloras, reductoras y tóxicas; son tóxicas debido a que en presencia de iones de calcio forman el oxalato de calcio, CaC2O4, una sal muy poco soluble. De esta manera, por una parte se elimina el calcio como elemento esencial del organismo, y por otra parte si cristaliza formando un cálculo puede obstaculizar los conductos renales. Las piedras renales también suelen ser formadas (al menos en parte) por oxalato cálcico. A los pacientes afectados de riñón se les recomienda uan dieta pobre en oxalato (poco té, pocas espinacas o ruibarbo). Frente a cationes polivalentes, el ion oxalato suele actuar como ligando quelatante. Su acumulación en ciertos órganos provoca la oxalosis. Síntesis Los oxalatos se forman por neutralización del ácido oxálico con la base correspondiente o por intercambio del catión. Así se puede obtener el oxalato potásico a partir del ácido oxálico y del hidróxido potásico: HO2CCO2H + 2 KOH -> KO2CCO2K + 2 H2O Los ésteres del ácido oxálico pueden obtenerse con las reacciones clásicas de esterificación a partir del ácido o del cloruro de oxalíl.

Usos El oxalato potásico se encuentra en las formulaciones de algunos quitamanchas. Actúa complejando el hierro que puede estar presente. El oxalato de hierro(III) (K3[Fe(O2CCO2)3 es una sustancia fotosensible. Expuesto a la luz, el hierro se reduce a hierro(II) y una parte del oxalato se oxida a dióxido de carbono (CO2). Los iones de hierro(II) reaccionan con hexacianoferato de hierro(II) (K 3[Fe(CN)6) para dar un precipitado de azúl prusiano. Esta reacción fue utilizada en el pasado para hacer fotocopias. Actualmente ha sido sustituida por la xerotipía. En la química analítica clásica se utiliza la reacción del oxalato con los iones de calcio para la determinación de estos.

9.) SILICATO (SiO3-2) Los silicatos son el grupo de minerales de mayor abundancia, pues constituyen más del 95% de la corteza terrestre, además del grupo de más importancia geológica por ser petrogénicos, es decir, los minerales que forman las rocas. Todos los silicatos están compuestos por silicio y oxígeno. Estos elementos pueden estar acompañados de otros entre los que destacan aluminio, hierro, magnesio o calcio. Químicamente son sales del ácido silícico. Los silicatos, así como los aluminosilicatos, son la base de numerosos minerales que tienen al tetraedro de silicio-oxígeno (un átomo de silicio coordinado tetraédricamente a átomos de oxígeno) como su estructura básica: feldespatos, micas, arcillas. Los silicatos forman materiales basados en la repetición de la unidad tetraédrica SiO44-. La unidad SiO44- tiene cargas negativas que generalmente son compensadas por la presencia de iones de metales alcalinos o alcalinotérreos, así como de otros metales como el aluminio. Los silicatos forman parte de la mayoría de las rocas, arenas y arcillas. También se puede obtener vidrio a partir de muchos silicatos. Los átomos de oxígeno pueden compartirse entre dos de estas unidades SiO44-, es decir, se comparte uno de los vértices del tetraedro. Por ejemplo, el disilicato tiene como fórmula [Si2O5]6- y, en general, los silicatos tiene como fórmula [(SiO3)2-]n. En el caso de que todos los átomos de oxígeno estén compartidos, y por tanto la carga está neutralizada, se tiene una red tridimensional denominada sílice o dióxido de silicio, SiO2. En los aluminosilicatos un átomo de silicio es sustituido por uno de aluminio. Clasificación Las propiedades de los silicatos dependen más de la estructura cristalina en que se disponen sus átomos que de los elementos químicos que constituyen su fórmula. Más concretamente, dependen de la forma en que se dispone y enlaza con los iones la unidad fundamental de los silicatos, el tetraedro de (SiO4)4-.

La diferencia entre los distintos grupos es la forma en que estos tetraedros se unen. Se distinguen así las siguientes subclases:  Nesosilicatos:

Con tetraedros sueltos, de forma que cada valencia libre del tetraedro queda saturada por un catión distinto del silicio. Sus fórmulas serán (SiO4)4-. Se agrupan en:  Zircón  Olivino  Granate  Nesosubsilicatos  Sorosilicatos:

Se agrupan en:

Con dos tetradros unidos por un vértice para formar un grupo (Si2O7)6-.

      Ciclosilicatos:

Epidota Melilita Torveitita Hemimorfita Lawsonita Con grupos de tres, cuatro o seis tetraedros, unidos en anillo. Se

agrupan en:      

Turmalina Variedades de la turmalina, chorlo, dravita, indigolita, lidicoaita, elbaita, rubelita Berilo Variedades del berilo, esmeralda,morganita, Cordierita Dioptasa

Inosilicatos: Con grupos de tetraedros unidos en largas cadenas de longitud indefinida. Los más comunes son los que presentan cadenas simples, los llamados piroxenos, mientras que los llamados anfíboles tienen cadenas dobles. Esta estructura dota a estos minerales de hábito fibroso. Se agrupan en: o Piroxeno o Anfíbol o Piroxenoide o Anfiboloide 

 Filosilicatos:

Con tetraedros unidos por tres vértices a otros, formando una red plana que se extiende en un plano de dimensiones indefinidas. Esta estructura dota a estos silicatos de hábito foliado. Se agrupan en:  Clorita  Micas  Talco  Pirofilita  Serpentinas  Caolinita  Tectosilicatos:

Con tetraedros unidos por sus cuatro vértices a otros tetraedros, produciendo una malla de extensión tridimensional, compleja. La sustitución de silicio por

aluminio en algunos tetraedros permite que en la malla se coloquen cationes. Se agrupan en:  Cuarzo  Tridimita  Cristobalita  Feldespatos  Zeolita  Escapolita 10.) SULFATOS SO4-2 a. Solubilidad: los sulfatos de bario, estroncio y plomo son prácticamente insolubles en agua, los de calcio y de mercurio (ico) son escasamente solubles, la mayoría de los demás sulfatos son solubles, algunos sulfatos básicos como el del mercurio, bismuto y cromo son también insolubles en agua pero se disuelven en acido clorhídrico o nítricos diluidos. Para identificar el ion sulfato debe realizarse la siguiente reacción: SO4-2 + HCl

BaCl2  BaSO4

precipitado blanco

Esta reacción de identificación impide que precipiten los demás iones del grupo. Se emplean generalmente soluciones de sulfato de sodio o de potasio, estas soluciones son incoloras. b. Reacciones: 1. Solución de cloruro de bario: el ion bario Ba+2 al reaccionar con soluciones que contiene sulfatos SO4-2 forman un precipitado blanco BaSO4 el precipitado es insoluble en acido clorhídrico y nítricos diluidos calientes, pero medianamente solubles en acido clorhídrico concentrados. Esta es la diferencia de BaSO4 a los demás sales de bario de los demás aniones. Na2SO4 + BaCl2 Precipitado blanco

BaSO4 + 2 NaCl

2. Solución de nitrato de plata : no forman precipitados con soluciones diluidas de sulfatos debido a que el sulfato de plata Ag2SO4 es bastante soluble en agua, no obstante en soluciones concentrada precipita sulfato de plata de color blanco Na2SO4

+ 2 AgNO3 Precipitado blanco

Ag2SO4 + 2 NaNO3

3. Solución de nitrato de plomo: forman un precipitado blanco de sulfato de plomo, soluble en álcalis. Al agregarle acetato de amonio al precipitado lo disuelve, desprendiendo SO2. SO4-2 + Pb (NO3)2 Precipitado blanco

PbSO4 + 2 NO3-

11.) SULFITO (SO3-2) Los sulfitos son las sales o ésteres del hipotético ácido sulfuroso H2SO3. Las sales de sulfito contienen el anión SO32-, siendo los más importantes el sulfito de sodio y el sulfito de magnesio. Se forman al poner en contacto el óxido de azufre (IV) (SO2) con disoluciones alcalinas. Se trata de sustancias reductoras pasando el azufre del estado de oxidación +IV a + VI. En disoluciones ácidas se descomponen liberando de nuevo óxido de azufre (IV). Los sulfitos orgánicos (R-S(O)-R'; R, R' = restos orgánicos) se obtienen convenientemente a partir de cloruro de tienil (SOCl2) y alcoholes. El ion del sulfito tiene forma casi tetraédrica con el átomo de azufre en el centro y los tres átomos de oxígeno y un par de electrones apuntando a las esquinas. Aplicaciones Los sulfitos se emplean como antioxidantes en la industria alimentaria. Además son productos de partida en la industria química. Por ejemplo se emplean en la obtención de algunos ácidos sulfónicos. Está presente en muchos vinos dado a la necesidad de realizar el trasiego de las barricas de roble durante la última etapa de fermentación. Reacciones Con los aldehídos dan en disolución básica a-hidroxisulfonatos. Éstos son solubles en agua y pueden ser separados de esta manera de eventuales impurezas orgánicas por extracción. El aldehído es liberado de nuevo acidulando el medio generando al mismo tiempo óxido de azufre (IV). Con azufre elemental los sulfitos reaccionan formando tiosulfatos. En química inorgánica los sulfitos pueden ser ligandos en complejos con metales de transición, uniéndose al metal central o a través de su par libre de electrones en el átomo de azufre o a través de los electrones de los oxígenos según la naturaleza del metal empleado, las condiciones de reacción etc.

12.) tartrato ………………………..(H4C4O6-2) 13.) TIOSULFATO (S2O3-2) Los tiosulfatos son las sales del hipotético ácido tiosulfúrico H2S2O3. La fórmula química del anión tiosulfato es S2O32-. Son estables en medios con pH básico y neutro y se descomponen bajo formación de azufre elemental, ácido sulfhídrico (H2S), óxido de azufre (IV) (SO2) y trazas de otros compuestos azufrados en presencia de un ácido. Su estructura es tetraédrica con un átomo central de azufre rodeado de tres átomos de oxígeno y otro átomo de azufre. Los tiosulfatos son fácilmente oxidables. Pueden formarse con oxidantes suaves como el iodo elemental tetrationatos (O3S-S-S-SO32).Aplicación Se emplean sobre todo como fijadores en la fotografía donde forman complejos solubles (Na3[Ag(S2O3)2]) con las sales de plata que pueden ser eliminadas de esta manera de la capa fotosensible. Otras aplicaciones se hallan en la síntesis orgánica de colorantes o fármacos, en la química analítica y en la iodometría. Síntesis El tiosulfato de sodio se obtiene calentando a reflujo una disolución de sulfito de sodio (Na2SO3) con azufre elemental. La disolución es filtrada, concentrada y enfriada, obteniendo el tiosulfato de sodio pentahidratado (Na2S2O3 * 5 H2O) en forma de prismas incoloros. Mecanísticamente se trata de un ataque nucleofílico del par de electrones libre del azufre del sulfito sobre un átomo del azufre elemental parecido a la formación de los polisulfuros y disulfuros a partir de sulfuros.  ANIONES DEL GRUPO II: Precipitan con Ag+ en medio ácido nítrico diluido y frío. 1.) BROMURO (Br-) El ión bromuro es un átomo de bromo con carga eléctrica -1, es decir, con un electrón adicional. Los bromuros son compuestos donde el bromo actúa con estado de oxidación -1. También son las sales del ácido bromhídrico (HBr). Pueden ser compuestos iónicos, como el bromuro de cesio (CsBr), o pueden ser covalentes, como el dibromuro de azufre (SBr2). Se usan como sedantes desde los siglos XIX y XX. Estado natural Los bromuros se encuentran habitualmente en el agua del mar, junto a los cloruros, en una concentración aproximada de 65 mg/l, que representa aproximadamente el 0,2 % de todas las sales disueltas. Los alimentos marinos contienen generalmente niveles altos de bromuros, mientras que los alimentos procedentes de la tierra contienen cantidades variables.

Análisis de bromuros Para comprobar la existencia del ión bromuro en disolución, se añade ácido nítrico diluido, (HNO3), y posteriormente nitrato de plata, (AgNO3). Aparece un precipitado de color crema en el fondo del recipiente. Un ensayo más selectivo se realiza mediente la oxidación de la fluoresceina oxidando previamente el bromuro a bromo con permanganato potásico y sulfúrico concentrado. Al calentar la disolución se desprende bromo, que tornará la fluoresceina de un color rosa intenso. También se puede cuantificar esta presencia con el uso de electrodos selectivos (ISE) para dicho ión que deben calibrarse con disoluciones patrón, para comparar con el contenido de la muestra. Otros métodos son la cromatografía en columna para separar los aniones y el método colorímétrico del rojo de fenol que emplea cloramina T en presencia de rojo de fenol para oxidar los iones bromuro a bromo molecular. Este bromo formado produce la bromación del rojo de fenol. Se tampona a un pH 4,5-4,7 usando un tampón de acetato de sodio, y el color vira de rojo a violeta. La concentración se cuantifica en un colorímetro por comparación con disoluciones patrón.1 Ejemplos      

Bromuro de hidrógeno o ácido bromhídrico (HBr) Bromuro de potasio (KBr) Bromuro de sodio (NaBr) Bromuro de magnesio (MgBr2) Bromuro de carbono (IV) (CBr4) Bromuro de cesio (CsBr)

2.) CIANURO (CN-) El cianuro es un anión monovalente de representación CN-. El mismo contiene el grupo cianuro (C≡N), que consiste de un átomo de carbono con un enlace triple con un átomo de nitrógeno. Los compuestos orgánicos que poseen un grupo funcional -C≡N adosado a un residuo alquilo son denominados nitrilos según la nomenclatura IUPAC. Puede formar parte de moléculas de gas como el cianuro de hidrógeno (HCN), el cloruro de cianógeno (CNCl), o el bromuro de cianógeno (CNBr) o encontrarse en complejos cristalinos tetrahédricos como el cianuro de sodio (NaCN) o el cianuro de potasio (KCN). Es utilizado en el ámbito industrial, minero, en la galvanoplastía de electrodeposición de zinc, oro, cobre y especialmente plata y de uso en la producción de plásticos de base acrílica. Es muy tóxico, potencialmente letal. Características Las propiedades organolépticas del cianuro, particularmente el ácido cianhídrico, se describe con un olor fuerte a almendras amargas o castañas, pero no siempre emana olor y no todas las personas pueden detectarlo, está comprobado que la capacidad de

detectarlo está en un gen recesivo asociado al cromosoma X femenino.6 [cita requerida] Además el límite de detección del olor es muy cercano a la concentración donde comienza a ser tóxico.[cita requerida] Por lo tanto no es recomendable dar a oler a alumnados dicho elemento sin previa autorización paterna. Cianuro en la naturaleza El cianuro de hidrógeno se formó naturalmente en las primeras etapas del desarrollo de la vida sobre la tierra. Su efectividad a bajas concentraciones es fulminante y mortal. También es conocido por su denominación militar AN (para el cianuro de hidrógeno) y CK (para el cloruro de cianógeno). Es un producto que se encuentra con habitualidad en la naturaleza en diversos microorganismos, insectos y en el estado de crecimiento de muchas plantas como un mecanismo de protección, como un alcaloide común, que los convierte en una fuente alimenticia poco atractiva durante ese periodo, para cierto tipo de animales herbívoros. El cianuro está presente en forma natural en algunos alimentos como las almendras, las nueces, las castañas ,el cazabe y los cogollos de muchas frutas como la manzana o las peras. En ellos se encuentra con el nombre de amigdalina, en concentraciones que oscilan entre los 377 y los 2.500 mg por kg. También se encuentra presente por generación antropogénica, como por los escapes de los automóviles, el humo del cigarrillo y la sal industrial que se usa para derretir el hielo de los caminos. El cianuro se encuentra en el humo del cigarrillo y en los productos de combustión de los materiales sintéticos, como telas y plásticos.. Aplicaciones El cianuro se utiliza industrialmente desde 1889. En el sector industrial, el cianuro se utiliza para producir papel, pinturas, textiles y plásticos. Está presente en las sustancias químicas que se utilizan para revelar fotografías. Las sales de cianuro son utilizadas en la metalurgia para galvanización, limpieza de metales y la recuperación del oro del resto de material eliminado. El gas de cianuro se utiliza para exterminar plagas (ratas, ratones, lauchas, zarugüeyas etc.) e insectos en barcos, edificios y demás lugares que lo necesiten. La minería utiliza para hidrometalurgia el 6% del cianuro utilizado en el mundo, generalmente en solución de baja concentración con agua para extraer y recuperar metales como el oro y la plata mediante el proceso llamado lixiviación, que sustituyó al antiguo método de extracción por amalgamado de metales preciosos con mercurio. La industria farmacéutica también lo utiliza, como en algunos medicamentos para combatir el cáncer como el nitroprusiato de sodio para la hipertensión arterial. Se utilizan mínimas dosis de cianuro para la confección de pegamentos sintéticos donde existen compuestos semejantes al acrílico. El cianuro es además usado en la química analítica cualitativa para reconocer iones de hierro, cobre y otros elementos. El cianuro es usado ampliamente en baños de galvanoplastia como agente acomplejante del cinc, de la plata, del oro, el cobre con el objeto de regular el ingreso de iónes al ánodo debido a su valor pK relativamente bajo.

El ferrocianuro de potasio (K3[Fe(CN)6]) se utiliza en algunas industrias de la alimentación como la vitivinícola, para la eliminación de los metales pesados que se encuentran en el vino. Estos metales pueden provenir de la propia producción de uva (Pesticidas, derrames, desechos fabriles, etc) así como también de la maquinaria que se utiliza provocando enturbiamientos, ya que el mosto y el vino atacan, percuden, carcomen y disuelven los metales. Un alto contenido de metales se precipita al formar compuestos insolubles con ciertas sustancias como el ferrocianuro de potasio, haciéndolo precipitar abruptamente en forma de sales insolubles cuyo sedimento se retira por tamizado simple. El ferrocianuro desarrolla en el vino una acción química compleja dando como resultado la insolubilización y precipitación de los metales (Zn, Cu, Pb, Fe y Mn). El vino con el plomo forma una sal que no puede ser removida por el ferrocianuro, que endulza a la solución. Es indispensable en la cementación de aceros, en la producción de nylon, acrílicos, aplicaciones fotográficas, galvanoplastia y la producción de goma sintética. El Azul de Prusia (ferrocianuro férrico) de características Hematoxinófilas, una de sus formas industriales, fue descubierto por Dipel y Diesbach en 1704. 3.) CLORURO (Cl-) Los cloruros son compuestos que llevan un átomo de cloro en estado de oxidación formal -1. Por lo tanto corresponden al estado de oxidación más bajo de este elemento ya que tiene completado la capa de valencia con ocho electrones. Los cloruros inorgánicos Características generales Los cloruros inorgánicos contienen el anión Cl-1 y por lo tanto son sales del ácido clorhídrico (HCl). Se suele tratar de sustancias sólidas incoloras con elevado punto de fusión. Podriamos decir que en algunos casos el cloro también se considera como un cation ya que contienen también pequeños iones con carga positiva. En algunos casos el enlace con el metal puede tener cierto carácter covalente. Esto se nota por ejemplo en el cloruro de mercurio (II) (HgCl2) que sublima a temperaturas bastante bajas. Por esto se conocía esta sal antiguamente con el nombre de "sublimato". El cloruro de hierro (III) (FeCl3) igualmente muestra cierto carácter covalente. Así puede ser extraído de una disolución con elevada concentración de cloruro con éter y sin presencia de agua de cristalización sublima a elevadas temperaturas. La mayor parte de los cloruros con excepción principalmente del cloruro de mercurio (I) (Hg2Cl2), el cloruro de plata (AgCl) y el cloruro de talio (I) (TlCl) son bastante solubles en agua. En presencia de oxidantes fuertes (permanganato, bismutato, agua oxigenada, hipoclorito, etc.) los cloruros pueden ser oxidados a cloro elemental. Esta oxidación se puede llevar también a cabo por electrólisis. De hecho la electrólisis del cloruro sódico en disolución es el método más empleado para obtener este elemento además de hidróxido de sodio.

Síntesis Los cloruros se pueden obtener por reacción de una base (óxido, hidróxido, carbonato, etc.) y ácido clorhídrico. Algunos metales poco nobles reaccionan también directamente con el clorhídrico dando hidrógeno elemental y el cloruro correspondiente. La reacción con el cinc por ejemplo sería la siguiente: Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2 También es posible la reacción directamente de los elementos aunque en muchos casos es muy violenta. Presencia El cloruro más conocido es la sal marina que está presente en el agua marina con una concentración del aproximadamente 3-3,5%. Por lo tanto los océanos representan una fuente prácticamente inagotable de cloruro. Analítica Los cloruros solubles precipitan de disolución ácida en presencia de nitrato de plata formando un sólido pálido de cloruro de plata. El precipitado se disuelve en amoníaco y vuelve a precipitar al acidular con ácido nítrico 4.) FERRICIANURO ([Fe(CN)6]-3)

5.) FERROCIANURO ([Fe(CN)6]-4) 6.) YODURO (I-) En química, el yoduro o ioduro (I−) es un ion negativo del yodo, con carga −1. Forma compuestos entre el yodo y otro elemento, generalmente un metal, también es una sal del ácido yodhídrico. Estos compuestos están categorizados como halogenuros 7.) SULFURO (S-2) En química, un sulfuro es la combinación del azufre (número de oxidación -2) con un elemento químico o con un radical. Hay unos pocos compuestos covalentes del azufre, como el disulfuro de carbono (CS2) y el sulfuro de hidrógeno (H2S) que son también considerados como sulfuros. Uno de los más importantes es el de hidrógeno. Este compuesto es un gas con olor a huevos podridos y es altamente tóxico. Pertenece, también a la categoría de los ácidos por lo que, en disolución acuosa, se le denomina ácido sulfhídrico. En la Naturaleza, se forma en las zonas pantanosas y en el tratamiento de lodos de aguas residuales, mediante transformaciones anaeróbicas del azufre contenido en las proteínas o bien por reducción bacteriana de sulfatos. Se desprende

también en las emisiones gaseosas de algunos volcanes y es asimismo un subproducto de algunos procesos industriales. En Geología hay que destacar la gran importancia económica que tiene la minería de extracción de minerales de sulfuro, pues los sulfuros naturales son las menas minerales más empleadas en la metalurgia, para la obtención de hierro, plomo, estaño o manganeso, entre otros muchos metales. Entre estos minerales están:                    

Argentita: Ag2S (sinónimo: Argirita) Arsenopirita: FeAsS (sinónimo: Mispiquel) Bismutina: Bi2S3 Blenda: ZnS (sinónimo: Esfalerita) Bornita: Cu5FeS4 (sinónimo= Erubescita) Calcopirita: CuFeS2 Calcosina: Cu2S (sinónimo= Calcocita) Cinabrio: HgS Enargita: Cu3AsS4 Estibina: Sb2S3 (sinónimo= Antimonita) Galena: PbS Glaucodor: (Co,Fe)AsS Molibdenita: MoS2 Oropimente: As2S3 Pirita: FeS2 Pirrotina: Fe11S12 Rejalgar: AsS Tetraedrita: Cu3SbS3 Troilita: FeS Wurtzita: ZnS

Muchos sulfuros son significativamente tóxicos por inhalación o ingestión, especialmente si el ion metálico es tóxico. Por otro lado muchos sulfuros, cuando se exponen a la acción de un ácido mineral fuerte, liberan sulfuro de hidrógeno. 8.) SULFOCIANURO (SCN-)

 ANIONES DEL GRUPO III: No precipitan con Ba+2 ó Ba+2 y Ca+2 ni con Ag+ en los medios indicados. 1.) ACETATO (CH3COO-) El anión acetato, [C2H3O2]−, es un carboxilato y es el base conjugada del ácido acético. El ion acetato está formado por la desprotonación del ácido acético: CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+

Ésteres del acetato Un éster de acetato es un éster del ácido acético, con la fórmula general C2H3O2R, donde R es un grupo organil. Acetato puede referirse a acetato de celulosa, principalmente a fibras u otros productos derivados tales como el disco de acetato, usado en grabaciones de audio. El acetato de celulosa se encuentra en varios productos hogareños. Los precursores de los derivados daaasdasdasddel acetato son la Acetil-CoA, que es la forma activa del acetato, y moléculas relacionadas como la Malonil-CoA y la PropionilCoA. La ruta del acetato es fuente de muchos metabolitos secundarios. Acetato de Hierro (III) El acetato de hierro (III), o acetato férrico como también se le conforma con la siguiente fórmula: Fe(C2H3O2)3, este se utiliza en barnices y como saborizante en chicles de menta. Acetato de Plomo Acetato de Plomo (II) El acetato de plomo (II) es un compuesto cristalino derivado del ácido acético y el Óxido de plomo (II), es un compuesto medio adulzado muy peligroso. Su formula es la siguiente: Pb(C2H3O2)2. Se utiliza en barnices y en tintes. Acetato de Plomo (IV) El acetato de plomo (IV) es un compuesto químico con la fórmula química Pb(C2H3O2)4 y es una sal del ácido acético. Acetato de Calcio El acetato de calcio es la sal de calcio del ácido acético. Tiene la fórmula Ca(CH3COO)2·H2O. Su nombre estándar es etanoato de calcio. Acetato de Etilo El acetato de etilo o etanoato de etilo es un éster. Su aspecto es incoloro y similar al del agua. Tiene un olor penetrante y en muchos casos desagradable. Su fórmula es la siguiente CH3-COO-CH2-CH3. Acetato de Polivinilo o PVA El acetato de polivinilo o PVA más conocido como "cola o adhesivo vinilico" es un polímero, obtenido mediante la polimerización del acetato de vinilo, descubierto por el químico Fritz Klatte en 1912.

Acetato de Vinilo El acetato de vinilo, también conocido como VAM, es un líquido transparente e incoloro. Tiene un aroma de frutas dulce y agradable, pero su olor puede ser fuerte e irritante para ciertas personas. Es posible oler fácilmente el acetato de vinilo cuando la sustancia se encuentra a concentraciones en el aire de alrededor de 0,5 ppm (una parte de acetato de vinilo en 2 millónes de partes de aire). Acetato de Ciproterona El acetato de ciproterona es un derivado de la Progesterona al que se le conocen propiedades antiandrogénicas. Acetato en el calzado Acetato, es también comúnmente la denominación que se da a la punta plástica o metálica que cubre las agujetas de los zapatos, en razón de que la punta referida era realizada con base en la celulosa plástica ya mencionada. 2.) BROMATO (BrO3-) El anión bromato, BrO3-, es un oxoanión cuyo átomo central es bromo. También, un bromato es un compuesto químico que contiene este ión. Entre los ejemplos de bromatos tenemos el bromato de sodio, NaBrO3, el bromato de potasio, KBrO3, y el bromato de plata, AgBrO3. Síntesis Los bromatos se forman de diferentes maneras en el agua de abastecimiento municipal, sobre todo si se somete al proceso de ozonización. La forma más común de síntesis consiste en la reacción entre ozono y los bromuros disueltos: Br- + O3 → BrO3Mediante procesos electroquímicos, como el proceso cloro-álcali, una electrólisis sin membrana de salmuera que se emplea para obtener hipoclorito, también producirá bromato si el ión bromuro está presente en la disolución de salmuera. La fotoactivación (exposición a la luz solar) activará al dióxido de cloro, o al cloro líquido o gaseoso, para generar bromato en agua que contenga bromuro. En laboratorio, los bromatos se sintetizan disolviendo Br2 en una disolución concentrada de hidróxido de potasio (KOH). Las siguientes reacciones tendrán lugar (mediante la producción intermedia de hipobromito): Br2 + 2 OH− → Br- + BrO- + H2O 3 BrO- → BrO3- + 2 Br-

Usos El bromato de sodio y el bromato de potasio se emplean como neutralizantes de permanentes para el cabello, en el tinte o teñido de tejidos con colorantes al azufre. Se emplearon, hasta su prohibición a finales del siglo XX, para madurar la harina durante la molienda, para tratar la cebada en el proceso de elaboración de cerveza y para preparar pastas de pescado. 3.) CLORATO (ClO3-) Los cloratos son sales del ácido clórico HClO3. Contienen el cloro en estado de oxidación +V. Se trata de oxidantes fuertes aunque a su vez pueden ser oxidados a percloratos ClO4-. Debido a su elevado carácter oxidante y su alta inestabilidad asociada no se encuentran en la naturaleza. Aplicaciones Los cloratos se encuentran constituidos en algunas formulaciones pirotécnicas pero, debido a su inestabilidad, se han ido sustituyendo por percloratos más seguros. También son empleados en la elaboración de algunos explosivos. Sus mezclas con material inflamable resultan extremadamente peligrosas ya que pueden detonar sin razón aparente. La reacción violenta con el fósforo se utiliza en las cerillas. La cabeza de la cerilla contiene pequeñas cantidades de clorato de potasio además de sustancias oxidables y almidón o parecido como pegamento. El área contra qué se mueve la cerilla contiene fósforo rojo que con el calor de la fricción se transforma parcialmente en fósforo blanco. Este finalmente reacciona con el clorato y la energía liberada enciende la cerilla. Otra aplicación de los cloratos es su uso como herbicida. 4.) PERCLORATO (ClO4-) Los percloratos son las sales del ácido perclórico HClO4. Contienen el cloro en estado de oxidación +VII en un entorno tetraédrico de cuatro átomos de oxígeno. La carga negativa es estabilizada por efectos mesoméricos a través de todo el ion. La relativa estabilidad del perclorato a pesar del elevado estado de oxidación del átomo central se atribuye a la elevada simetría que presenta el ion. Aplicaciones Los percloratos se utilizan en formulaciones en pirotécnica, en la elaboración de explosivos y combustibles de cohetes. Además se emplean como herbicidas. En química inorgánica se utilizan como contraión no coordinante. Debido a la explosividad de algunas de las sales obtenidas se intenta restringir este uso sustituyéndolo por tetrafenilborato, hexaflurofosfato, etc.

En farmacología clínica, el perclorato potásico se utiliza como antitiroideo.1 Síntesis Los percloratos se obtienen por oxidación anódica de los cloratos con altas densidades de corriente eléctrica en electrodos de platino. El perclorato potásico es relativamente poco soluble y precipita del medio de reacción. 5.) NITRATO (NO3-) Los nitratos inorgánicos En los nitratos está presente el anión NO3-. El nitrógeno en estado de oxidación +V se encuentra en el centro de un triángulo formado por los tres oxígenos. La estructura es estabilizada por efectos mesoméricos. Los nitratos inorgánicos se forman en la naturaleza por la descomposición de los compuestos nitrogenados como las proteínas, la urea, etc.. En esta descomposición se forma amoníaco o amonio respectivamente. En presencia de oxígeno éste es oxidado por microorganismos de tipo nitrobacter a ácido nítrico que ataca cualquier base (generalmente carbonatos) que hay en el medio formando el nitrato correspondiente. Otra vía de formación es a través de los óxidos de nitrógeno que se generan en las descargas eléctricas de las tormentas a partir del nitrógeno y del oxígeno del aire. Con el agua de la lluvia de nuevo se forma ácido nítrico que ataca los carbonatos y otros minerales básicos que encuentra en el medio para formar los nitratos correspondientes. Actualmente se forman también cantidades importantes de óxidos de nitrógeno en los procesos de combustión a alta temperatura. Estos se transforman por el mismo camino en nitratos que ha sido descrito para los óxidos de nitrógeno formados naturalmente. Los nitratos son una parte esencial de los abonos. Las plantas los convierten de nuevo en compuestos orgánicos nitrogenados como los aminoácidos. Muchas plantas acumulan los nitratos en sus partes verdes y si se aprovechan como alimentos cocidos existe peligro de que otros organismos los convierta en nitritos por reducción, que a su vez producen nitrosaminas que son cancerígenas. Por eso se recomienda, por ejemplo, no recalentar las espinacas que suelen tener un cierto contenido en nitrato. En la naturaleza se encuentran cantidades importantes de nitrato de sodio (NaNO3) en depósitos formados por evaporación en Chile (nitrato de Chile). Incrustaciones formadas en los establos de ganado a menudo se componen de nitrato de calcio Ca(NO 3)2. Se generan a partir de la descomposición de la urea CO(NH2)2 de la orina de los animales que es transformado microbiológicamente en ácido nítrico y finalmente por reacción con la cal de las paredes en la sal encontrada.

Aplicaciones El nitrato de potasio (KNO3) forma parte esencial de la pólvora negra. Se aprovecha su poder oxidante para transformar el carbono y el azufre también presentes en la mezcla en sus óxidos. La energía liberada en el proceso hace que se calienten los gases y se expandan de manera explosiva. Los nitratos - como ya se ha indicado - forman también parte esencial de muchas formulaciones de abonos. El nitrato natural, conocido también como Nitrato de Chile, se explota desde hace mucho tiempo en los salares del norte de este país y constituía un importante producto de exportación del mismo, como puede inferirse de la antigua propaganda que reproduce la imagen reproducida aquí y que también aparece en el artículo sobre Santa Cruz de La Palma, hasta que el desarrollo en Noruega y otros países del nitrato artificial (obteniendo el nitrógeno directamente del aire a través de medios electroquímicos) vino a competir y afectar ese comercio de exportación. Un compuesto especialmente útil en este contexto es el nitrato de amonio. Desgraciadamente aparte de ser un buen abono se descompone de forma explosiva a la hora de calentarlo y es responsable de una gran número de accidentes. Mezclado con petróleo es utilizado como explosivo en minería. En condiciones más controladas la descomposición del nitrato de amonio se utiliza para generar el óxido de dinitrógeno. Este se aprovecha como anestésico y por ejemplo para espumar la nata batida vendida en lata. El nitrato de plata es un precursor importante para los haluros de plata utilizados como sales fotosensibles en fotografía. Como intermedio los nitratos están presentes en el proceso de nitrificación / desnitrificación que se utiliza en las plantas depuradoras de aguas residuales. Se aprovecha el hecho que algunos microorganismos pueden reducir en condiciones anaeróbicas el nitrato directamente a nitrógeno elemental. Así se eliminan los compuestos de nitrógeno de las aguas donde producirían problemas de eutrofización. Los problemas de H2S (ácido sulfhídrico) que se generan en las depuradoras, fosas sépticas y redes de saneamiento, también se pueden solucionar con la adición de nitratos. Disoluciones de nitratos también se utilizan en baños de pasivación de superficies de metales. Síntesis Los nitratos se pueden obtener por varios métodos: 1. Por actuación del ácido nítrico sobre el metal. Especialmente con ácido concentrado en este proceso se pierden cantidades importantes del ácido por reducción del nitrato para dar óxidos de nitrógeno. 2. Por neutralización de una base con el ácido nítrico. 3. Por intercambio del anión. En este proceso se suele emplear el sulfato soluble de un metal y un equivalente de nitrato de bario Ba(NO 3)2. Precipita el sulfato de bario y se obtiene el nitrato deseado tras la evaporación del líquido.

Los nitratos orgánicos Los nitratos orgánicos son ésteres del ácido nítrico con alcoholes. El nitrato orgánico más conocido es, probablemente, la nitroglicerina, formada a partir de una mezcla de glicerina, ácido nítrico y ácido sulfúrico concentrado. Utilizando la misma mezcla de reactivos menos concentrado sobre la celuolosa y tratando el producto generado con un químico X se obtiene el celuloide. El nitrato de amilo (O2NO(CH2)4CH3) se utiliza en medicina por sus efectos sobre el sistema cardiovascular. La nitroglicerina demuestra efectos parecidos por razón de que las formulaciones que se usan en medicina no son explosivos. En la administración de nitroglicerina, un potente vasodilatador, se prefiere la vía sublingual, la cual evita considerablemente el paso por el hígado. 6.) NITRITO (NO2-) El ion nitrito es NO2−. El anión es angular, siendo isoelectrónico con O3. Los nitritos son sales o ésteres del ácido nitroso (HNO2). En la naturaleza los nitritos se forman por oxidación biológica de las aminas y del amoníaco, o por reducción del nitrato en condiciones anaeróbicas. En la industria se pueden obtener al disolver N2O3 en disoluciones básicas. Tratándose de sales de un ácido débil en contacto con ácidos fuertes como el ácido sulfúrico se libera el ácido nitroso inestable que en disolución ácida está en equilibrio con el ion de nitrosonio (NO+). Este interviene en diversas reacciones de sustitución electrofílica y en reacciones de síntesis de colorantes diazoicos. Aplicaciones Los nitritos forman parte de muchas formulaciones de sales para salar carnes (E249 = nitrito de potasio; E250 = nitrito de sodio). Se debe a su capacidad se mantener un color rojizo deseado en la materia prima ya que reaccionan con la mioglobina de la carne. Sin embargo, la concentración debe ser baja ya que hay sospechas que favorecen el desarrollo de cáncer. Además por su interacción con la hemoglobina resultan tóxicos. Los nitritos son productos de partida en la síntesis de diversos compuestos químicos, sobre todo compuestos diazo. Su aplicación médica es como antídoto en caso de envenenamientos por cianuro de potasio, causando vasodilatación y es además antiespásmodico. Toxicidad y medio ambiente Los nitritos resultan ser tóxicos para los peces. Una concentración de 0,2 - 0,4 mg/l mata al 70 % de una población de truchas. Se nota una mortandad elevada de peces a partir de 0,15 mg/l.

Determinación El nitrito presente en el agua se determina por diazotación con sulfanilamida y copulación con clorhidrato de N-(1-naftil)-etilendiamina, para formar un colorante azoico de gran intensidad que se mide espectrofotométricamente a una longitud de onda de 540nm. Esta reacción, propuesta por Griess tiene su lugar en la historia de la Química por el hecho de ser la primera reacción de identificación en la que se empleó un reactivo orgánico, pues hasta ese momento solo se empleaban reactivos inorgánicos. También se analiza añadiéndole espectrofotométricamente a 450nm.

reactivo

de

Zambelli

y

midiéndolo

Nitritos orgánicos En química orgánica, los nitritos son ésteres de ácido nitroso y contienen al grupo funcional nitrosooxi. Poseen la fórmula general RONO, donde R es un grupo arilo o alquilo. Al nitrito de amilo se lo usa en medicina para tratamientos de enfermedades del corazón. No debe confundirse a los nitritos con los nitratos, las sales de ácido nítrico, o con nitroderivados, a pesar de que comparten la fórmula RNO2. No debe confundirse al anión nitrito NO2− con el catión nitronio NO2+. NOTA: Las propiedades oxido reductoras de los aniones son de gran importancia, puesto que la identificación de los mismos se ve muy condicionada por el estado de oxidación que presentan y que varía en gran parte con la acidez del medio. La clasificación de aniones oxidantes o aniones reductores que se hace a continuación, establece que el carácter oxidante se refiere a su aptitud parea oxidar el I- a I2 (yoduro a yodo) y el carácter reductor a la capacidad para reducir (decolorar) al permanganato (MnO4-) ocurriendo ambas reacciones en medio netamente ácido. En estas condiciones se tiene: Aniones oxidantes: Grupo I: AsO4-3, CrO4-2, IO3Grupo II: [Fe(CN)6]-3 Grupo III NO3- (pH= O), NO2-, ClO3-, BrO3Aniones reductores: Grupo I: Grupo II: Grupo III:

(C2O4-2), (H4C4O6-2) (en O), (AsO4-3), (SO3-2), (S2O3-2) (S-2), ([Fe(CN)6]-4), (CN-), (SCN-), (I-) (Cl-) (alta concentración), (Br-) NO2-, Ac- (alta concentración)

Aniones Indiferentes o no clasificados MnO4-, ClO- (hipoclorito), IO- (hipoyodito) BrO- (hipobromito)