1º BACH
Apuntes: ENLACE QUÍMICO
Dpto. de Física y Química
1. INTRODUCCIÓN AL ENLACE QUÍMICO
Los gases nobles tienen todos una configuración electrónica del tipo ns2np6. Es decir,
tiene una estructura de capa electrónica cerrada. Esta característica permite a los gases
nobles tener nivel fundamental muy estable, de hecho, los únicos elementos que
aparecen en la naturaleza como átomos aislados son los gases nobles.
Ésta es la razón por la que los demás elementos muestran cierta tendencia a
adoptar la configuración electrónica del gas noble que tengan más próximo en la tabla
periódica.
Para conseguir esto algunos átomos (los metálicos) perderán sus electrones más
externos para adoptar la configuración electrónica del gas noble anterior a ellos en la
tabla y que se encuentra en el período anterior. Otros (los no metálicos), tendrán que
captar electrones para completar su última capa (la capa de valencia). Así adquirirán la
configuración electrónica del gas noble que esté en su mismo período. Todo esto implica
que los átomos entrarán en procesos de cesión y captación de electrones por lo que
deberán aproximarse lo suficiente para lograrlo. En ciertas condiciones, el aproximarse
tanto acarrea la formación de un enlace entre estos átomos, dando lugar la formación
de compuestos.
Regla del octeto
Lewis sintetizó el enlace químico con esta regla y en 1916 estableció que:
Los átomos se enlazan para alcanzar ocho
electrones en su nivel de valencia.
1.1.- ESTABILIDAD Y NATURALEZA DEL ENLACE QUÍMICO
De estas uniones resulta toda la sustancia que hay en la naturaleza. Dos o más
átomos se pueden unir para formar moléculas aisladas, y las propiedades de esta
molécula son diferentes a la de los átomos que la constituyen. Las sustancias en estado
gaseoso están formadas por moléculas aisladas con muy poca atracción entre ellas.
Cuando la atracción entre moléculas es mayor las sustancias estarán en estado líquido, y
para fuerzas intermoleculares mayores se puede formar un sólido molecular.
La unión entre átomos también puede dar lugar sólidos cristalinos, formados por
una red tridimensional de los átomos participantes. Las propiedades de estos sólidos
dependerán del tipo de enlace que se forme en los átomos.
1. Al estar los dos átomos muy separados, la energía del conjunto es aún muy alta.
2. Cuando dos átomos se acercan, sus nubes electrónicas se solapan una con otra,
apareciendo fuerzas electrostáticas de tipo repulsivo entre ambas nubes, por lo que
el enlace energéticamente no es posible, aunque la energía del conjunto disminuya.
3. Si los átomos se acercan un poco más, las fuerzas atractivas de los núcleos por los
electrones del átomo vecino, compensan la repulsión entre nubes electrónicas, en este
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caso es factible la formación del enlace ya que se alcanza un mínimo de energía. La
distancia a la que este mínimo de energía se produce se llama longitud de enlace.
4.
De acercarse aún más, los núcleos estarían ya demasiado próximos y las fuerzas
repulsivas entre ambos núcleos haría inviable la formación del enlace.
De lo que se deduce que la naturaleza del enlace químico, sea del tipo que sea,
es de tipo eléctrico, y se forma a partir de la compensación de las repulsiones y
atracciones electrostáticas entre los núcleos y las nubes electrónicas de los átomos
participantes.
1.2.- TIPOS DE ENLACE
Hay tres tipos de enlaces químicos:
Enlace Iónico: Electrones de uno de los átomos se separan completamente de él y pasan
a formar parte del otro de manera definitiva, convirtiéndose ambos átomos en iones.
Enlace covalente: No se produce transferencia de electrones, sino que cada átomo
aporta un electrón. Este par compartido de electrones pertenece a la molécula y no a un
átomo concreto.
Enlace metálico: Similar al covalente, un gran número de átomos se transforman en
cationes al desprenderse de sus electrones de valencia. Estos electrones no quedan
supeditados a un par de átomos sino que son libres de moverse por una extensa región
donde se encuentran los cationes formados.
2. ENLACE IÓNICO
Este enlace se da entre dos átomos de diferente electronegatividad. Uno de ellos
será muy electronegativo con fuerte tendencia a captar electrones, por lo tanto tendrá
carácter no metálico. Por otro lado, el otro átomo será poco electronegativo con
tendencia a desprenderse de los electrones de su capa de valencia y tendrá carácter
metálico.
Ambos átomos deberán encontrarse en la distancia de mínima energía, en ese
momento el átomo más electropositivo cederá el/los electrones de valencia
convirtiéndose en un catión, y el átomo más electronegativo captará dichos electrones
convirtiéndose en un anión.
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Como ejemplo más claro se tiene al cloruro de sodio (sal común). Donde el sodio
sólo tiene un electrón en su nivel 3s y el cloro tiene un hueco en su nivel 3p, pasando el
electrón del sodio al cloro.
El átomo se desprende su electrón:
Na (1s22s22p63s1)  Na+ (1s22s22p6) + 1eEl átomo de cloro capta ese electrón:
Cl (1s22s22p63s23p5) + 1e- Cl- (1s22s22p63s23p6)
La representación de Lewis de este enlace sería:
2.1.- RED CRISTALINA
Cada ión formado ejerce una fuerza
electrostática a su alrededor, por lo que atraerá a
iones de distinto signo y repelerá a iones de igual
signo. Esta fuerza de atracción electrostática es
igual en todas las direcciones del espacio, por lo
que un ión se verá rodead por iones de signo
contrario. La extensión en todas las direcciones de
estas fuerzas de atracción dará lugar a la
formación de una red tridimensional simétrica de
iones
En los sólidos iónicos no se puede hablar de
moléculas aisladas, sino que es el propio cristal el que se comporta como una
macromolécula de iones perfectamente ordenados. Para encontrar moléculas iónicas
aisladas será preciso vaporizar a la sustancia.
La geometría de la red así como el número de iones de un signo que rodean a otro
ión de signo contrario la da el tamaño de los iones.
Celdilla unidad: Es la porción más pequeña de cristal que posee todos los elementos de
simetría de la red. Los sólidos cristalinos cristalizan en 7 tipos de estructuras que dan
lugar a las 14 redes de Bravais dependiendo de si son estructuras centradas en el
cuerpo o en las caras.
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Número de coordinación: es el número de iones de carga opuesta que lo rodean. Este
número depende de la relación entre los radios de cationes y de aniones.
Así por ejemplo, el sodio está rodeado por 6 aniones de cloro.
3. ENLACE COVALENTE
Este enlace se da entre dos elementos de carácter no metálico, y por tanto con alta
electronegatividad. El concepto clave de el enlace covalente es el de compartir pares
de electrones. Como los dos átomos participantes en el enlace tienen tendencia a captar
electrones para completar su última capa de valencia, ambos átomos aportarán un
electrón cada uno. Estos electrones compartidos se desligan de su núcleo, abandonando
su orbital atómico para ocupar un orbital molecular, en el que ambos electrones
orbitarán alrededor de ambos núcleos.
La idea inicial de este enlace fue propuesta por Lewis en 1916 para explicar la
existencia de gases diatómicos como el O2, N2, H2, F2, Cl2. Para explicar estos enlaces
Lewis propone una representación de las estructuras de los átomos en lazados como
sigue:
A partir de esta proposición de formación del enlace covalente es posible explicar la
formación de muchos compuestos formados por no metales.
Agua
Amoniaco
Enlace múltiple: Los átomos pueden compartir dos y hasta tres pares de electrones
como ocurre en las moléculas de O2 y N2
3.1.- ENLACE COVALENTE DATIVO
Puede ocurrir que los dos electrones del par compartido provengan de un solo átomo, y
entonces se dice que el enlace es covalente dativo. Como en la unión de amoniaco (NH3)
con el ión hidronio (H+) para formar el ión amonio (NH4+).
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Donde la flecha indica la especie química que no portó ningún electrón.
3.2.- ENLACE COVALENTE POLAR
En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes
electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción por
el par de electrones compartido que el otro átomo. En general, cuando se unen dos
átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un
enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina
enlace covalente polar.
Un ejemplo es la molécula de ácido clorhídrico (HCl). En el HCl se comparten un electrón
del átomo de H y un electrón del átomo de Cl, lo cual da al H y al Cl la configuración
estable de gas noble. Sin embargo, puesto que la electronegatividad del Cl es mayor
que la electronegatividad del H, el átomo de Cl atrae con mayor fuerza el par de
electrones compartidos que el átomo de H. Esta atracción desigual produce un dipolo en
la molécula. Existe un dipolo cuando hay una separación cargas. Para mostrar que hay
un dipolo, se escribe la letra griega delta, δ, seguida por los signos más (+) o menos (-)
para indicar cuál átomo es más positivo y cuál es más negativo.
El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente
es más negativo que el otro.
Enlace covalente apolar: Como ya se ha visto, las moléculas de los gases diatómicos
presentan un enlace covalente. En estos casos, ambos núcleos atraen con la misma fuerza
al par de electrones, por lo que se dice que el enlace es apolar.
Se establece una escala de polaridad en el enlace covalente. En un extremo se
encuentran las moléculas apolares. A medida que la electronegatividad sea más y más
distinta, el enlace irá adquiriendo mayor polaridad, hasta llegar al otro extremo de la
escala donde ya se tendría un enlace iónico.
3.3.- TIPOS DE SUSTANCIAS COVALENTES
Hay dos tipos de sustancias que presentan los compuestos con enlace covalente:
Las moleculares: Unos pocos átomos se unen mediante enlaces covalentes formando
moléculas, que es la parte más pequeña de esa sustancia que conserva sus propiedades
químicas. Como el enlace covalente es muy fuerte, se necesita mucha energía para
romper las moléculas. A temperatura ambiente se encuentran en estado gaseoso, líquido
(volátil) o sólido de bajo punto de fusión.
Los sólidos cristalinos covalentes Un tipo especial de compuestos covalentes son aquellos
que forman redes gigantes de enlaces covalentes, en los que no existen moléculas. El
grafito y el diamante, alótropos del carbono, son buenos ejemplos. Debido a sus enlaces
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covalentes fuertes en tres dimensiones, el diamante presenta una dureza particular y un
elevado punto de fusión. El cuarzo (SiO2) es otro ejemplo de cristal covalente. La
distribución de los átomos de silicio en el cuarzo en semejante a la del carbono en el
diamante, pero en el cuarzo hay un átomo de oxígeno entre cada par de átomos de Si.
Un gran grupo de sustancias de gran interés con enlace covalente son las moléculas
orgánicas, que conforman un gran apartado de la Química. (Hidrocarburos, hidratos de
carbono, grasas, proteínas, plásticos,...).
4. ENLACE METÁLICO
La mayor parte de los elementos de la tabla son metales. Las redes cristalinas de estos
elementos no presentan un enlace iónico ni tampoco covalente. El enlace que se produce
para formar estas redes es el enlace metálico, cuyas principales características son:
 Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia convirtiéndose así en cationes,
que se distribuirán formando una red. La forma de esta red no suele ser muy
compleja y dependerá del elemento que la forme.
 Los electrones compartidos forman una nube electrónica y pueden moverse
libremente a lo largo de toda la red de cationes.
 Las fuerzas electrostáticas repulsivas entre los cationes de la red son compensadas
por la fuerza atractiva que ejerce la nube electrónica y que da cohesión a la red. El
enlace será tanto más fuerte cuanto más electrones de valencia aporte cada átomo.
 La unión entre cationes es poco rígida y relativamente débil, por lo que las capas de
cationes pueden deslizarse unas sobre otras.
5. FUERZAS INTERMOLECULARES
5.1.- FUERZAS DE VAN DER WAALS
Cuando las moléculas presentan algún tipo de polaridad ya sea permanente,
espontánea o inducida, aparecen atracciones entre esas moléculas (fuerzas moleculares).
Estas fuerzas explican que un gas pueda condensarse e incluso llegar a estado sólido,
aunque los cristales así formados tienen una fuerza de enlace bastante débil. Estas
fuerzas intermoleculares también son llamadas fuerzas de Van der Waals.
Fuerzas entre dipolos permanentes: Ya se vio que en un enlace covalente, si las
electronegatividades de los elementos que participan son distintas, la molécula formada
tendrá un carácter polar, es decir tendrá un exceso de carga positiva en una región y
un exceso de carga negativa en otra.
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Entre la región positiva de un dipolo y la negativa del dipolo vecino aparecerá una
fuerza de atracción electrostática entre dos dipolos permanentes. Estas fuerzas serán
más intensas cuanto mayor sea la diferencia de las electronegatividades de los átomos
que conforman el enlace covalente molecular.
Fuerzas de dispersión de London: Son fuerzas intermoleculares que parecen entre
moléculas apolares. El movimiento de los electrones puede ocasionar momentáneamente
una concentración de carga negativa en una zona de la molécula, originándose un
dipolo momentáneo que a su vez inducirá un dipolo en la molécula vecina y
posibilitando esta atracción entre dipolos. Estas fuerzas dependen del número de
electrones que tienen los átomos de la molécula y son más fuertes cuanto mayor es la
masa molecular.
5.2.- ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Cuando uno de los elementos del enlace covalente es el hidrógeno, al tener poca carga
nuclear, el electrón que aporta al enlace es casi absorbido por el otro átomo, y el
dipolo que se forma es muy fuerte. Este átomo de hidrógeno queda con carga positiva y
atrae fuertemente a las moléculas vecinas.
Estas fuerzas entre dipolos más intensas de lo normal son las causantes de las
propiedades anómalas de algunas sustancias como el agua. El que el hielo sea menos
denso que el agua líquida o sus elevados puntos de congelación y ebullición son algunas
de las propiedades causadas por el enlace de puente de hidrógeno.
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6. ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
Se atraen…
iones
Tipo de sustancia
Cristal iónico
Ejemplos
NaCl, MgBr2
Covalente
Molecular
Cristalino
Similar y alta
Similar y alta
Los átomos
Los átomos
comparten
comparten
pares de epares de eLos eLos ecompartidos y compartidos y
los núcleos
los núcleos
Molecular
Cristal
covalente
O2, H2O
Grafito, SiO2
Puntos de
ebullición y de
fusión
A T ambiente son
Conductividad
eléctrica
Muy alto
Bajo
Muy alto
Sólidos
Si están
fundidos o
disueltos
Duros y
frágiles
Tres estados
No
Sólidos
No con
excepciones
Sólidos
Sí
Blandos y
elásticos
Duros y
frágiles
En agua
(disolventes
polares)
En disolventes
de similar
polaridad
Insolubles
Dureza media.
Dúctiles y
maleables
Insolubles
Enlace
Iónico
Electronegatividad Distinta
Se basa en…
El metal cede
e- al no metal
Dureza y
fragilidad
Solubilidad
Metálico
Similar y baja
Los átomos
comparten los
e- de valencia
Cationes y la
nube
electrónica
Cristal
metálico
Fe, Na,
aleaciones
Alto
7. FORMULACIÓN INÓRGÁNICA
7.1.- NÚMERO DE OXIDACIÓN
Los compuestos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los formulemos
separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene
que ser globalmente nula, debemos tener en un compuesto tantas cargas positivas como
negativas.
Pero para saber cuál es la carga que aporta cada átomo vamos a emplear un
concepto muy útil que se llama número de oxidación.
El número de oxidación es un número entero que representa el número de
electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con
un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane
electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:
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 En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número
de oxidación es 0. Por ejemplo: Auo, Cl2o, S8o.
 El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción
de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación -1.
 El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un
no metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinado
con un metal, por ser éstos más electropositivos.
 En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.
Por ejemplo:
Na+1 (Carga del ión) +1 (Número de oxidación)
S-2
-2 (Número de oxidación)
Al+3
+3 (Número de oxidación)
 Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de
carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2
cuando son monoatómicos.
 La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir,
que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones,
será igual a la carga de éstos.
7.2.- VALENCIAS
METALES
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Cd,
Zn
B, Al
Hg, Cu
Fe, Co, Ni
Au
1
NO METALES
C
2, 4
2
Si
4
3
1y2
2y3
1y3
O
S, Se, Te
2
2, 4 y 6
N
1, 3 y 5
Sn, Pb, Pt, Pd
2y4
P; As, Sb
3y5
Cr
Mn
3y6
2, 3, 4, 5, 6 y 7
F
Cl, Br, I
1
1, 3, 5, 7
7.3.- SUSTANCIAS SIMPLES MONOATÓMICAS Y POLIATÓMICAS
Los átomos se denominan con el nombre del elemento al que corresponden, sin
terminación específica alguna. Cuando por necesidades de estequiometría sea necesario
especificar el número de ellos que configuran el estado, se les pondrá el prefijo
correspondiente.
Ejemplos:
H Monohidrógeno ; H2 Dihidrógeno (Hidrógeno) ; O2 Dioxígeno
(oxígeno) ;
O3 Trioxígeno (ozono) ; P4 Tetrafósforo ; S8 Octaazufre ; Sn Poliazufre.
Su formulación es simplemente el símbolo del elemento al que representan, con el
subíndice correspondiente en caso de que se trate de un elemento cuya representación
común implique varios átomos.
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7.4.- IONES
Cationes
Monoatómicos
Deben ser nombrados como elemento, sin cambio alguno. Es frecuente que se
anteponga la palabra ión o catión. En caso de que puedan presentar más de un estado
de oxidación, éste se indica después del nombre, mediante la notación de Stock; es
decir, con números romanos entre paréntesis.
Ejemplos:
Cu 2+ Ión cobre (II) Cu +
Ión cobre (I) I +
Catión Ido (I)
Aniones
Monoatómicos
Se denominan, excepto para el oxígeno, con el nombre del elemento (a veces
abreviado) con la terminación -uro.
Ejemplos:
H- Ión Hidruro
O 2- Ión óxido
F- Ión Fluoruro (Cl, Br, I)
S 2- Ión sulfuro (Se, Te) N 3- Ión nitruro (P, As, Sb)
Poliatómicos
a) Algunos tienen nombres específicos.
Ejemplos:
OH - Ión hidróxido
O2 2- Ión Peróxido
b) En caso de no tener nombres específicos. Se nombran cada uno de los átomos
que lo integran, con los prefijos griegos correspondientes cuando es más de uno, y se
cambia la terminación del átomo central por -ato, indicando a continuación su estado de
oxidación mediante la notación de Stock.
Ejemplos: SO42Tetraoxosulfato (VI) NO3- Trioxonitrato (V)
2CO3 Trioxocarbonato (IV) ClO3- Trioxoclorato (V)
7.5.- COMPUESTOS MOLECULARES
Se formulan situando el grupo electropositivo primero y luego el grupo
electronegativo.
El catión, constituyente electropositivo, debe ir al principio.
El anión, constituyente electronegativo, irá en segundo lugar.
Se denominan nombrando primero el componente electronegativo y al final el
componente electropositivo. El nombre del constituyente electropositivo no se modificará
(tal y como comentamos en los cationes) y el grupo electronegativo se denominará según
lo expuesto para los aniones, ya sean monoatómicos o poliatómicos.
La proporción de los constituyentes se podrá indicar:
Con prefijos griegos: di, tri, tetra, ..., etc. para elementos
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Con bis, tris, tetraquis, ..., etc. para grupos de elementos.
Ejemplos:
N2S5 Pentasulfuro de dinitrógeno MnO2 Dióxido de manganeso
Ca3(PO4)2 Bis- tetraoxofosfato(V) de tricalcio
7.6.- ÓXIDOS
Son compuestos formados por un elemento cualquiera y el oxígeno. El oxígeno
actúa con valencia -2. Se coloca primero el símbolo del elemento distinto del oxígeno y
a continuación el del oxígeno.
ÓXIDOS METÁLICOS: oxígeno + metal
ÓXIDOS NO METÁLICOS: oxígeno + no metal
Nomenclatura Sistemática:
Óxido de nombre del elemento
(colocando delante de cada uno el prefijo griego correspondientes)
Ejemplos:
Hg2O: óxido de dimercurio Fe2O3: trióxido de dihierro
Cl2O5: pentaóxido de dicloro CO2: dióxido de carbono
7.7.- PERÓXIDOS
Son compuestos formados por un metal y el oxígeno. El oxígeno actúa con
valencia -1, siendo el grupo característico de éstos el O22-.
PERÓXIDOS METÁLICOS: oxígeno + metal
Nomenclatura Sistemática:
Óxido de nombre del elemento
(colocando delante de cada uno el prefijo griego correspondientes)
Se pueden hallar duplicando el número de oxígenos del óxido normal.
Normalmente no se pueden simplificar, teniéndose que dejar como mínimo un grupo O2
(Siempre par el número de oxígenos).Se coloca primero el símbolo del elemento distinto
del oxígeno y a continuación el del oxígeno.
Ejemplos:
Hg2O2: dióxido de dimercurio
BaO2: dióxido de bario
Hg2O2: dióxido de dimercurio
NiO2: dióxido de níquel
7.8.- HIDRUROS
Hidruros metálicos
Son compuestos formados por un metal cualquiera y el hidrógeno. El hidrógeno
actúa con valencia -1. Se coloca primero el símbolo del elemento distinto del hidrógeno
y a continuación el del hidrógeno.
HIDRUROS METÁLICOS: hidrógeno + metal
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Nomenclatura Sistemática:
Hidruro de nombre del metal
(colocando delante de cada uno el prefijo griego correspondientes)
Ejemplos:
HgH: hidruro de mercurio
FeH3: trihidruro de hierro
Hidruros no metálicos (hidrácidos)
Son compuestos formados por un no metal de los grupos anfígenos o halógenos y
el hidrógeno. El hidrógeno actúa con valencia +1. Se coloca primero el símbolo del
hidrógeno y a continuación el del elemento distinto del hidrógeno.El no metal siempre
actuará con la valencia más pequeña.
HIDRUROS NO METÁLICOS: no metal + hidrógeno
Nomenclatura Sistemática:
Nombre del ión no metálico (-uro) de hidrógeno
(colocando delante de cada uno el prefijo griego correspondientes)
Ejemplos:
H2S: Sulfuro de dihidrógeno HCl: Cloruro de hidrógeno
Hidruros volátiles
Son compuestos formados por un no metal de los grupos nitrogenoideos o
carbonoideos o el boro y el hidrógeno. El hidrógeno actúa con valencia -1. Se coloca
primero el símbolo del elemento distinto del hidrógeno y a continuación el del
hidrógeno.
HIDRUROS VOLÁTILES: no metal + hidrógeno
Estos compuestos son más conocidos por sus nombres vulgares:
NH3 : Amoníaco
CH4 : Metano
PH3 : Fosfina
SiH4 : Silano
AsH3 : Arsina
BH4 : Borano
SbH3 : Estibina
7.9.- SALES BINARIAS
Dadas sus respectivas electronegatividades, es evidente que el metal constituye
la parte electropositiva de la molécula y el no metal será la parte electronegativa. Se
formulan, por tanto, colocando primero el metal y luego el no metal.
SALES BINARIAS: metal + no metal
Nomenclatura Sistemática:
Nombre del ión no metálico (-uro) de nombre del metal
(colocando delante de cada uno el prefijo griego correspondientes)
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Ejemplos:
HgCl2: dicloruro de mercurio Fe2S3: trisulfuro de dihierro
7.10.- HIDRÓXIDOS
Son compuestos ternarios, formados por la combinación del grupo “OH” (como
parte electronegativa) con cualquier metal o grupo electropositivo. El grupo OH (grupo
hidróxido), actúa siempre con valencia –1.
HIDRÓXIDOS: metal + grupo (OH)
Nomenclatura Sistemática:
Hidróxido de nombre del metal
(colocando delante de cada uno el prefijo griego correspondientes)
Ejemplos:
sodio.
Fe(OH)2
: dihidróxido de hierro
NaOH : Hidróxido de
7.11.- OXOÁCIDOS
Son compuestos ternarios, en los que el grupo electronegativo está formado por
un elemento cualquiera, principalmente no metálico, y oxígeno, y el grupo
electropositivo es el hidrógeno.
OXOACIDOS: hidrógeno + no metal + oxígeno
La denominación generalizada para estos compuestos es la utilización de la
palabra “ácido” (que indica que la parte electropositiva la constituye el hidrógeno), a
continuación se nombran los oxígenos, indicando el número de ellos, y por último el
nombre del átomo central con la terminación “ico”, especificando el estado de oxidación
de dicho átomo central mediante la notación de Stock.
Ejemplos:
H2CO3 : Ácido trioxocarbónico (IV) Trioxoclorato (IV) de hidrógeno
HClO2 : Ácido dioxoclórico (III)
Dioxoclorato (III) de hidrógeno
7.12.- SALES TERNARIAS (OXISALES)
Son compuestos ternarios, en los que el grupo electronegativo está formado por
un elemento cualquiera, principalmente no metálico, y oxígeno, y el grupo
electropositivo es un metal.
OXISALES: metal + no metal + oxígeno
Se nombran de manera similar a los oxoácidos pero referido al nombre del metal
Ejemplos:
K2CO3 Trioxoclorato (IV) de potasio
Al(ClO4)3 Tris - tetraoxoclorato (V) de aluminio
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7.13.- SALES HIDRÁCIDAS
Las sales ácidas provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógenos de un ácido
oxoácido por cationes.
OXISALES: metal + no metal + oxígeno + hidrógeno
Para nombrar las sales ácidas, la IUPAC propone que se designen anteponiendo al
nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra hidrógeno, indicando con
los prefijos mono (se omite), di, tri, etc., el número de átomos de hidrógenos presentes en
la sal. La palabra hidrógeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han
sustituído la mitad de los hidrógenos, a veces se utiliza el prefijo bi.
Ejemplos:
Fe(HSO4)2
bis[hidrogenotetraoxosulfato (VI)] de hierro (II)
hidrogenosulfato (VI) de hierro (II)
Cu(H2PO4)2
bis[dihidrogenotetraoxofosfato (V)] de cobre (II)
dihidrogenofosfato (V) de cobre (II)
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1. Dados los elementos químicos 35X ; 56Z ; 15T, escribe la configuración
electrónica , identifica de qué elementos se trata y responde razonadamente
para las uniones Z-X, y T-X, a las siguientes cuestiones:
a) Fórmula de los dos compuestos
b) Cuál de ellos sería soluble en disolventes polares.
c) Cuál de ellos conducirá la corriente eléctrica y en qué circunstancias.
d) Cuál de ellos tiene mayor punto de fusión.
2. Dados los elementos 12A ; 35B ; 16C, se pide:
a) Localizarlos en la tabla periódica e indicar sus principales propiedades.
b) Tipo de enlace, fórmula y compuesto que se da entre A y C
c) Tipo de enlace, fórmula y compuesto que se da entre A y B
d) Razona cuáles de estos compuestos pueden conducir la electricidad
3. Dados los elementos 8A ; 20B ; 9C, se pide:
a) Localizarlos en la tabla periódica e indicar sus principales propiedades.
b) Tipo de enlace, fórmula y compuesto que se da entre A y C
c) Tipo de enlace, fórmula y compuesto que se da entre A y B
d) Características del enlace metálico.
4. Dados los elementos 37A ; 4B ; 15C, se pide:
a) Localizarlos en la tabla periódica e indicar sus principales propiedades.
b) Tipo de enlace, fórmula y compuesto que se da entre A y C
c) Tipo de enlace, fórmula y compuesto que se da entre A y B
d) Razona cuáles de estos compuestos pueden conducir la electricidad
FORMULA
SISTEMÁTICA
TRADICIONAL
STOCK
Ag2O
monóxido de diplata
Oxido de plata
Oxido de plata
PbO2
dióxido de plomo
Oxido plúmbico
Oxido de plomo ( IV )
Na2O
oxido de disodio
Oxido sódico
Oxido de sodio
Au2O3
trióxido de dioro
Oxido aúrico
Oxido de oro (III)
I2O3
trióxido de diyodo
anhídrido yodoso
Oxido de yodo (III)
B2O3
trióxido de diboro
anhídrido bórico
Oxidode boro
CO2
dióxido de carbono
anhídrido carbónico
Oxido de carbono
Fe2O3
trióxido de dihierro
Oxido férrico
Oxido de hierro (III)
Li2O
Cl2O7
CaO
K2O
SO3
N2O3
15
1º BACH
Apuntes: ENLACE QUÍMICO
Dpto. de Física y Química
Ni2O3
SiO2
Al2O3
CaH2
Dihidruro de calcio
Hidruro de calcio
hidruro de calcio
LiH
hidruro de litio
hidruro de litio
hidruro de litio
SiH4
tetrahidruro de silicio
Silano
hidruro de silicio
CH4
tetrahidruro de carbono
Metano
hidruro de carbono
AsH3
trihidruro de arsénico
Arsina
hidruro arsénico
NiH2
dihidruro de níquel
hidruro de níquel
hidruro de níquel (II)
PH3
trihidruro de fósforo
Fosfina
hidruro de fósforo
BH3
trihidruro de boro
Borano
hidruro de boro
CaCl2
Dicloruro de calcio
Cloruro de calcio
Cloruro de calcio
KBr
Bromuro de potasio
Bromuro de potasio
Bromuro de potasio
Fe2S3
Trisulfuro de dihierro
Sulfuro férrico
Sulfuro de hierro(III)
AlF3
Trifluoruro de aluminio
Fluoruro de aluminio
ZnSe
Seleniuro de cinc.
Fluoruro de
aluminio
Seleniuro de cinc
Au2Te
Telururo de dioro
Telururo auroso
Telururo de oro(I)
NaCl
Cloruro de sodio
Cloruro de sodio
Cloruro de sodio
HgI2
Diyoduro de mercurio
Yoduro mercúrico
Yoduro de mercurio (II)
HI
BeH2
FeH3
H2Se
HCl
BaH2
AlH3
AuH
SbH3
HBr
H2S
LiF
Ni2Se3
CoBr2
16
Seleniuro de cinc
1º BACH
Apuntes: ENLACE QUÍMICO
Dpto. de Física y Química
FeS
AlB
BeTe
K2S
NaBr
MgS
AgI
Au2Se3
HClO
Monoxoclorato (I) de hidrógeno
Ac. hipocloroso
H2SO4
Ac. sulfúrico
Ac. carbónico
H2SeO3
Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
Trioxocarbonato (IV) de
hidrógeno
Trioxocarbonato (IV) de
hidrógeno
H3PO4
Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno
Ac. ortofosfórico
HNO3
Acido trioxonítrico (V)
Ac. nítrico
H2CrO4
Acido tetraoxocrómico (VI)
Ac.crómico
HBrO4
Acido tetraoxobrómico (VII)
Ac. perbrómico
H2CO3
HIO4
H2SO4
H2TeO4
H3PO3
H3BO3
H2MnO4
HMnO4
H2Cr2O7
HClO2
HNO3
H2SiO3
17
Ac. selenioso
1º BACH
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Dpto. de Física y Química
18
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Dpto. de Física y Química
19
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