BLOQUE IV

"Compuestos Químicos Inorgánicos."

Iones Monoatómicos y Poliatómicos.

Un ión monoatómico es una especie química, ya sea un átomo o molécula cargada eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones como consecuencia de una reacción química.

Los iones con carga negativa producidos por la ganancia de electrones reciben el nombre de aniones, y los que poseen carga positiva debido a la pérdida de electrones reciben el nombre de cationes.

Un ión monoatómico contiene solamente un átomo.

Un ión poliatómico contiene más de un átomo.

Construcción de Fórmulas de los Compuestos Químicos.

Valencia: capacidad que tienen los elementos para ganar o perder electrones, en algunos coincide con el grupo al que pertenecen; no tienen signo.

Estado de oxidación: tiene signo porque se considera a las uniones como iónicas por lo tanto es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo más electronegativo. Es negativo si el átomo gana electrones. Los metales por lo tanto tienen números de oxidación positivos porque tienden a ceder electrones. Los no metales tienen número de oxidación negativos.

En general debemos recordar que:

• Los elementos en su estado natural tienen un número de oxidación de cero.
• Los metales en su forma iónica tienen un número de oxidación positiva.
• Los iones de metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1
• Los iones de los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2
• En un compuesto la suma algebraica de los números de oxidación debe ser de cero
• El oxígeno trabaja con -2

Todos los compuestos son electricamente neutros a pesar de estar constituidos por unidades que son de naturaleza eléctrica. La valencia y el número de oxidación son dos conceptos importantes a considerar en la escritura de una fórmula química. Para formar fórmulas químicas lo primero será escribir al catión y posteriormente al anión.

CATIÓN + ANIÓN

A+        B-

Para escribir una fórmula química debemos seguir estos pasos:

• Si la valencia o el estado de oxidación de catión y anión es el mismo, se ignoran estos números y se escribe la fórmula.

A+2     B-2

AB 

Así queda escrita la fórmula.

• Si el estado de oxidación de catión y anión son múltiplos, se intercambian las valencias (las del catión se convierten en subíndice del anión y la del anión en el subíndice del catión), se escriben como subíndices y se queda sólo el múltiplo.

A+2      B-4

A4B2  =   A2B

Así queda la fórmula química escrita.

• Si los estados de oxidación no son múltiplos, se intercambian las valencias y así permanece la fórmula.

A+2      B-3

A3B2

Así queda la fórmula escrita.

• Para nombrar primero se pone el Anión seguido del Catión.

CaO

Óxido de Calcio.

• Se escriben números romanos en los cationes cuando éste tiene varias valencias; el número romano indica la valencia que se está usando en la fórmula.

Cu(NO3)2

Nitrato de Cobre (II)

• Los compuestos químicos inorgánicos por la cantidad de elementos que los forman pueden ser binarios (NaCl), terniarios (HClO) o polinarios (KH2PO4).

Elaboró: Yaritza Figueroa Aguilar

ÓXIDO METÁLICO

             Metal+O

Los óxidos metálicos, también conocidos como óxidos básicos, están formados por un metal + oxígeno. El oxígeno trabaja con su Valencia 2-.

Nomenclatura:

Stock

Se coloca la palabra "óxido" y después el nombre del no metal, se debe poder el número de oxidación en romano.

Ejemplo:

Ni2O3: óxido de níquel (III)

Si el metal tiene solo un número de oxidación, no se pone el numero en romano al final.

Ejemplo:
HgO: óxido de mercurio

 

ÓXIDO NO METÁLICO

             No Metal +O

Es la unión de un no metal + oxígeno, en la que éste último trabaja con su numero de oxidación 2- . Se encuentra principalmente en los gases de efecto invernadero.

Nomenclatura:

Estequiométrica

 Consiste en anteponer a la palabra “óxido” un prefijo que nos indique el número de oxígenos seguida de “de” y el nombre del no metal con un prefijo que nos indique el número de átomos de ese no metal.

 

ANHÍDRIDOS

              No Metal +O

Son compuestos formados por un no metal y oxígeno, también se les llamas óxidos no metálicos u óxidos ácidos.

Nomenclatura:

Tradicional

En está nomenclatura se antepone la palabra "anhídrido" y dependiendo del grupo y número de oxidación se le colocan ciertos sufijos y sufijos a éste.

  

HIDRÓXIDOS

              Óxido básico + H2 O

               Metal + OH–

Los hidróxido a son compuestos que resultan de la unión de un óxido básico más agua, o un metal más el ión oxidrilo. 

Nomenclatura:

Se nombran igual que un óxido básico, solo cambias la palabra "óxido" por "hidróxido".

 

HIDRÁCIDOS

              H + No Metal 

También se les conoce como ávidos hidrácidos.Son combinaciones binarias entre hidrógeno y los halógenos (menos el At) y con los anfígenos (menos el O).

Nomenclatura:

Tradicional

Se coloca la palabra "ácido" seguida del nombre del no metal más el sufijo "hídrico".

Ejemplos:

H2S: ácido sulfhídrico
HBr: ácido bromhídrico

 

ÁCIDOS OXIGENADOS

       Óxido no metálico + H2 O

El ácido oxigenado, también conocido como oxiácido, está formado por un óxido no metálico u óxido básico más agua.

Nomenclatura:

Se coloca la palabra "ácido" más el nombre del no metal con la terminación "ico"

 

O también se puede usar el nombre específico.

 

SALES BINARIAS

            Metal + No metal

Resultan de la unión binaria de un metal más un no metal (exceptuando al oxígeno y al hidrógeno).

Nomenclatura:

Stock

 Se coloca la raíz del no metal con la terminación "uro" seguido de la palabra "de" y el nombre del metal.

 

SALES OXIGENADAS

    Metal+NoMetal+O2     +    H2 O

También llamadas oxisales. Se forman por la reacción de un hidróxido con un hidrácido. 

Algunas veces estas sales tienen dos metales en vez de un metal y un no metal. 

Ejemplo:

Nomenclatura:

Stock

Se escribe la raíz del no metal más la palabra "de" más el metal con su numero de oxidación en romano (en caso de que el metal tenga más de una Valencia).

 

HIDRUROS

                  Metal + H

Es la combinación de un metal más hidrógeno, pero en este caso el hidrógeno trabaja con su Valencia 1-.

Nomenclatura:

Los hidratos se pueden formar con variadas nomenclaturas, en la tabla de abajo se muestran los tipos para que quede más claro.

 

PEROXIDO

X2(O2)n 

(donde X es el elemento metálico, O es oxígeno y n es la valencia del elemento metálico).

Los peróxidos son combinaciones binarias del oxígeno con ciertos metales. Son derivados de óxidos que contienen la agrupación -O-O-, O22- llamado ión peróxido.

Nomenclatura:

Stock

Se pone la palabra "Peróxido"  seguido de la palabra "de" y el nombre del metal y en número romano su Valencia (en caso de que tenga más de una).

 

SALES ÁCIDAS

Tienen como fórmula general MHXO 

(donde M es el Metal y X es el No Metal)

Para nombrar se utilizan dos maneras:

1. Hidrógeno + anión + de + metal
2. Anión + ácido + de + metal

Elaboró: Ximena López Ruiz

Escuela de Nivel Medio Superior de Salvatierra

Química I

Ing. Hilda Lucía Cisneros López

BLOQUE III

"Enlaces Químicos e Interacciones Moleculares"

Cuando los átomos se unen para formar moléculas, hay un intercambio de electrones de valencia, esto es, de los electrones de la capa más externa de cada átomo. Esta unión, que es la más estable, se logra porque los átomos ganan, pierden o comparten electrones, y la atracción resultante entre los átomos participantes recibe el nombre de Enlace Químico.

 

Regla del octeto.

La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrósfera).

La denominación "regla del octeto" surgió de razón por la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento.

• Un metal puede perder de uno a tres electrones para formar un catión con la estructura del gas noble que lo antecede en la tabla periódica.
• Un no metal puede ganar de uno a tres electrones para formar un anión con la estructura del gas noble siguiente.
• Los átomos (usualmente dos no metales), pueden compartir electrones con otros átomos para alcanzar el número de electrones del gas noble siguiente en la tabla.

La regla del octeto tiene limitaciones, pues hay muchos ejemplos de compuestos covalentes que no la siguen como los cloruros de berilio y boro:

                                

Por otro lado, esto se presenta también en algunas moléculas en las cuáles el electrón tiene más de ocho electrones de valencia.

Simbología de puntos de Lewis.

Enlaces Químicos.

Enlace Iónico o Electrovalente.

El enlace iónico es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre los iones de cargas opuestas (cationes-aniones) que los mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o más electrones comúnmente del metal hacia el no metal.

Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)

Características:

1. M + NM
2. M con baja EN + NM con alta EN
3. Si su diferencia de EN es mayor o igual que 1.8 es un enlace iónico.

Propiedades;

• Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
• Fundidos o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica (es decir líquidos o disueltos en agua conducen corriente eléctrica).
• Son solubles en disolventes polares (solubles en agua)
• En solución son químicamente activos.
• La forma del cristal es geométrica (cúbica, rómbica, hexagonal. No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas).
• Son sólidos a temperatura ambiente, en este estado no conducen la corriente eléctrica.

Enlace Covalente.

Los enlaces covalentes están formados por átomos No Metálicos.

Los átomos NM no pueden ceder ni ganar electrones entre sí, si no que los comparten.

Cuando se unen 2 átomos NM los electrones que comparten los mantienen unidos y forman parte de los dos átomos formando así una molécula.

Enlace Covalente Polar.

Uno de los átomos ejerce atracción mayor sobre los electrones de enlace que otro, esto depende de la electronegatividad de los átomos que se enlazan.

  

Características:

1. Unión de 2 NM.
2. No comparten de la misma manera el electrón.
3. Diferencia de Electronegatividades = 0.5 - 1.7

Propiedades:

• Son solubles en solventes polares
• Gran actividad química
• En solución acuosa son conductores de la electricidad
• Puntos de fusión y ebullición son bajos (pero más altos que las sustancias No polares)

Enlace Covalente No Polar.

Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. Se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad.

Características:

1. Unión de 2 NM.
2. Elevadas electronegatividades.
3. Diferencia de electronegatividades = 0 - 0.4

Propiedades:

• Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólido o líquidos
• No son buenos conductores de la electricidad ni del calor
• Son moléculas verdaderas y diatómicas
• Tiene baja solubilidad en agua
• Actividad química media

Enlace Covalente Coordinado

Es cuando un mismo átomo aporta el par electrónico; es formado cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, para que esto ocurra se necesita un átomo dador y que éste tenga un par de electrones libres en una órbita al exterior y el átomo aceptor tenga capacidad paa recibir en su última capa de valencia.

Propiedades:

• Formado el enlace covalente coordinado es idéntico a los demás enlaces covalentes
• Se representa con una flecha que parte desde el átomo dador hasta el átomo aceptor
• Elevadas temperaturas de fusión y ebullición
• Sólidos en condiciones ordinales
• Son sustancias muy duras (excepto el grafito)
• Aislantes (excepto el grafito)
• Insolubles

Moléculas Polares y No Polares.

• Una Molécula polar es aquella que tiene DOS cargas + y -.
• Una molécula no polar NO tiene carga.

Geometría Molecular.
RPECV (Repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia)

• Se aplica sólo al enlace covalente
• La geometría de una especie está determinada principalmente por las interacciones repulsivas que se producen entre los pares de electrones de la capa de valencia.
• Dos pares electrónicos se acomodan en el espacio linealmente en un ángulo de 180°, de tal forma que aumente al máximo la distancia entre ellos.
• Tres pares de electrones se distribuyen bajo la forma geométrica de un triángulo.

Enlace Metálico.

El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. En este enlace Todos los átomos Pierden electrones de su capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica.

Hay dos teorías que tratan de explicar este enlace:

Teoría del gas electrónico: Dice que los átomos poseen una electronegatividad baja, los electrones no están atraídos por el núcleo. Su potencial de ionización es bajo; por tanto sus electrones externos no están atraídos por el núcleo, así, la estructura sería una serie de restos positivos unidos por los electrones externos de cada átomo que no pertencen al átomo, sino al conjunto.

Esta teoría sólo explica que el metal sea conductor.

Teoría de las bandas: se basa en la existencia de bandas electrónicas y en el uso del potencial. Su gran éxito fue el dar una explicación satisfactoria de las propiedades conductoras de las sustancias sólidas, clasificándolas en conductoras, semiconductoras y aislantes, lo cual fue de vital importancia.

Características que se derivan del enlace metálico:

• A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos
• Son buenos conductores de electricidad y del calor
• Presentan brillo característico
• Son dúctiles y maleables.
• Emiten electrones cuando son sometidos a una radiación de determinada energía
• Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de Aleaciones.

Fuerzas Intermoleculares.

Son fuerzas electromagnéticas que actúan entre moléculas o entre regiones, ampliamente distintas de una macromolécula.

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (interatómicas) (enlaces iónicos, metálicos o covalentes principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante.

• Fuerza dipolo-dipolo

Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra entre moléculas de BrCl.

En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de atracción y hacer que el líquido pueda entrar en ebullición.

Las atracciones electrostáticas entre dipolos de carga contraria, de diferentes moléculas son las llamadas interacciones dipolo-dipolo.

• Fuerza de dispersión de London.

Son unas fuerzas de tipo intermolecular, dichas fuerzas tienen lugar entre moléculas de tipo no polar, donde pueden encontrarse dipolos.

El movimiento de los electrones en un átomo o molécula puede crear un momento dipolar instantáneo, dado que los electrones se repelen, los movimientos de los electrones de un átomo influyen en los movimientos de los electrones de los vecinos cercanos. Así el dipolo temporal de un átomo puede inducir un dipolo similar en un átomo adyacente y hacer que los átomos se atraigan de manera atractiva.

• Puente de Hidrógeno.

Es un tipo de enlace muy particular que aunque en algunos aspectos resulta similar a las interacciones tipo dipolo-dipolo tiene características especiales. Es un tipo específico de interacción polar que se establece entre dos átomos significativamente electronegativos, generalmente O o N, y un átomo de H, unido covalentemente a uno de los dos átomos electronegativos.