FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA

IES SIERRA SUR
FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA
CONCEPTOS GENERALES: PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Y ENLACES Podemos dividir las sustancias en dos grandes grupos: • LAS REDES CRISTALINAS • LAS SUSTANCIAS MOLECULARES Cuando una sustancia química corresponde al primer grupo, formada por redes cristalinas, los subíndices de la fórmula señalan la proporción atómica en la que intervienen los elementos en el compuesto. Esta proporción se viene indicada con números enteros lo más pequeños posibles y la fórmula se conoce como fórmula empírica. Cuando la sustancia química pertenece al segundo grupo, está formada por moléculas discretas, los subíndices de la fórmula señalan el número de átomos de cada elemento que intervienen en la formación de la molécula. Para estas sustancias la fórmula que se emplee debe ser molecular, aunque si bien cabe el empleo de otras fórmulas. Las fórmulas, ya sean empíricas, moleculares o estructurales, proporcionan un método simple y claro para identificar los compuestos. Tienen una importancia fundamental en las ecuaciones químicas y en las descripciones de los procesos químicos. La fórmula empírica de un compuesto, (IR‐4.2.1), expresa la composición del mismo y está formada por la yuxtaposición de los símbolos atómicos con los subíndices enteros adecuados que proporcionen la fórmula más sencilla posible. El orden de citación de los símbolos en las fórmulas empíricas, a falta de cualquier otro criterio de ordenación, por ejemplo cuando no se dispone de información estructural, debe ser siguiendo el orden alfabético de los símbolos atómicos, excepto para los compuestos que contienen carbono, donde C e H se citan, respectivamente, el primero y el segundo de forma habitual. (Orden de Hill) La fórmula molecular de un compuesto, (IR‐4.2.2), permite indicar la composición real de las moléculas, en contraposición a la fórmula empírica, éstas fórmulas se utilizan en los compuestos constituidos por moléculas discretas. Son fórmulas moleculares: OF2, N2O3, SO2 Principios de ordenación: (IR‐4.4.2): Los símbolos en las fórmulas pueden ordenarse de varios modos. Además existen convenios para algunas clases de compuestos importantes. Los dos principios 1 IES SIERRA SUR
de ordenación aceptados por IUPAC 2005 son: (IR‐4.4.2.2) Si se toma la electronegatividad como principio de ordenación, en la fórmula o en parte de la fórmula, los símbolos se escriben según las electronegatividades relativas, de manera que se coloca primero el menos electronegativo. Por convenio un elemento es tanto más electropositivo cuanto más próximo al final aparece el elemento en la Tabla VI al recorrerla por completo en el sentido que indican las flechas. Se utiliza la siguiente tabla a modo de guía. TABLA VI (Según nuevo criterio IUPAC 2005, recogido en la Tabla (VI), en contraposición al criterio de Pauling.) En resumen: Las fórmulas empíricas se emplean para indicar la proporción en que intervienen los elementos que forman parte de una red cristalina, ya sea iónica, MgCl2, o covalente, SiO2 mientras que las fórmulas moleculares se emplean para representar las sustancias moleculares covalentes, H2O, NH3, formadas por moléculas discretas, pues permiten indicar la composición real de las mismas. Fórmula S8 S n SF6 S 2Cl2 H 4 P2O6 Hg 2Cl2 N 2O4 H 2O2 B2 H 6 molecular Fórmula S S F6 S ClS H 2O3 P ClHg
NO2 HO BH 3 empírica La elección del tipo de fórmula depende del contexto químico, en algunos casos la fórmula empírica puede corresponder también a una composición molecular, en cuyo caso la única diferencia posible entre las dos fórmulas es la ordenación de los símbolos atómicos. Cuando no sea posible o deseable especificar la composición, como en el caso de los polímeros, puede usarse un subíndice alfabético como por ejemplo –(BH2)n– (IR‐4.2.2) 2 IES SIERRA SUR
Existe también la fórmula estructural, (IR‐4.2.3), ésta da una información parcial o completa de la forma en que los átomos de una molécula están unidos y dispuestos en el espacio, se emplea, por ejemplo en la glucosa En los casos más sencillos, una fórmula en línea, que es solamente una secuencia de símbolos atómicos, proporciona información estructural en el supuesto de que el lector sepa que la fórmula representa el orden de los átomos en la estructura lineal. Ejemplos: Fórmula molecular H2O2
HOCN (1)
HNCO Fórmula estructural en línea Fórmula empírica HOOH
HOCN
HNCO HO
CHNO
CHNO En el caso de la glucosa C6H12O6 la fórmula en línea no puede proporcionar información estructural Fórmulas de los compuestos de adición (formales), (IR‐4.2.4) En las fórmulas de los compuestos de adición y de los compuestos que pueden considerarse formalmente como tales (incluidos clatratos y sales múltiples) se usa un formato de fórmula especial. Las proporciones de los constituyentes se indican por números arábigos que preceden a la fórmula de los constituyentes y éstas se separan por un punto central. Ejemplos: Na 2 CO3 ⋅10H 2 O 8H 2S ⋅ 46H 2 O BMe3 ⋅ NH 3 ESTUDIO DE LAS DIFERENTES REDES CRISTALINAS REDES CRISTALINAS: Las redes cristalinas, a su vez, pueden ser: Redes Covalentes: Formadas por átomos unidos por enlace covalente; es decir, átomos compartiendo electrones. Se llaman sólidos covalentes o macromoléculas (aunque en su estructura haya enlaces polares). Son ejemplos típicos las diferentes formas alotrópicas del carbono: Diamante, en la que el carbono emplea orbitales híbridos sp 3 , dirigidos hacia los vértices de un tetraedro, con ángulos de enlace de 109º, el grafito, en el que los átomos de carbono se disponen en planos paralelos, empleando orbitales atómicos híbridos sp 2 , dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con ángulos de enlace entre orbitales híbridos de 120º, y quedando el orbital 3 IES SIERRA SUR
p sin hibridar perpendicular a dichos planos dando un solapamiento lateral responsable de la formación de la nube pi, π, que justifica la conductividad eléctrica de esta sustancia; nanotubos de Fibra de carbono, semejantes a planos de grafito enrollados, formando tubos de grosor nanométrico; , fullerenos (balón de futbol) Sílice, que constituye una red tridimensional donde un átomo de Si con hibridación sp 3 se une a cuatro átomos de O y donde cada átomo de O se une a dos átomos de Si, correspondiéndole, por tanto una fórmula empírica SiO2 . Los compuestos covalentes son sólidos muy duros (difíciles de rayar, el diamante tiene dureza 10 en la escala de Mohs), con elevados puntos de fusión y ebullición porque para fundir y vaporizar hay que romper la red y este proceso requiere bastante energía ya que hay que romper muchos enlaces. No son solubles y en general no conducen la corriente eléctrica debido a que los enlaces son localizados, a excepción del grafito en el que la deslocalización de la nube pi entre planos de átomos de carbono es responsable de la conductividad eléctrica Estructura cistalina del grafeno Estructura interna del grafito Estructura cristlina del fullereno Estructura diamante cristalina del Estructura cristalina de la nanotubo(agregados filamentosos lonsdeita (emparentada con el del Estructura cristalina de micropartículas de grafito diamante aunque con una estructura cristalina distinta, distribuidas al azar) hexagonal en vez de la tetraédrica 4 IES SIERRA SUR
de éste)
Redes iónicas. Están formadas por iones: en una red iónica los cationes se rodean de aniones en todas las direcciones y éstos a su vez de cationes. El número de iones de un signo que rodean a los iones de signo contrario se denomina índice de coordinación. El valor del índice de coordinación depende del tamaño relativo de los iones y del valor de la carga, cumpliéndose, por añadidura, siempre, las condiciones de electroneutralidad. Los iones permanecen unidos en la red debido a las fuerzas de tipo electrostático que aparecen entre ellos de acuerdo con la ley de Coulomb. La estabilidad de una red iónica la medimos por el valor de la energía reticular U. Se define energía reticular como la energía que se libera cuando a partir de los iones en estado gaseoso y fundamental se forma un mol de retículo cristalino. De todos los factores que influyen en el valor de la energía reticular, este curso nos interesa los que corresponden a aspectos electrostáticos. Las fuerzas electrostáticas serán tanto más intensas: •
Cuanto mayor sea la carga de los iones (la fuerza electrostática es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones) •
Cuanto mayor sea el número de iones de un signo que rodean a los iones de signo contrario •
Cuanto menor sea la distancia que separa a los iones (de acuerdo con la ley de Coulomb la fuerza electrostática es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que separa a las cargas) K .N A .Z + .Z − .e 2 . A
1
U (r ) = −
(1 − 2 )
r+−
b Donde: A: constante de Madelung, contempla la influencia del tipo de red B: factor de compresibilidad de Born‐landé, contempla la compresibilidad de la nube electrónica.
La dureza y el punto de fusión de estos compuestos vienen determinados por los valores de la energía reticular siendo mayores al aumentar U (los puntos de fusión son muy altos, pero no tanto como los compuestos que poseen redes cristalinas covalentes). Podemos romper una red iónica mediante la acción de otras fuerzas eléctricas, por ejemplo las que ejercen las moléculas polares que solvatan (rodean) a los iones de la red iónica, permitiendo su 5 IES SIERRA SUR
solubilización para formar disoluciones iónicas. La solubilidad de una red iónica depende del valor de la energía reticular, sólidos iónicos de elevada energía reticular poseerán solubilidad baja; Los compuestos iónicos alcalinos tienen solubilidad alta porque su energía reticular es baja, (poseen carga 1+). El corindón, (óxido de aluminio), posee dureza 9 en la escala Mohs es insoluble en agua. Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica en estado sólido por carecer de cargas libres, pero se convierten en conductores de segunda especie (iones libres) cuando están fundidos o disueltos. Los compuestos iónicos son frágiles porque al golpearlos desplazamos los planos de iones y quedan enfrentados iones del mismo signo, apareciendo fuerzas de repulsión según la ley de Coulomb tan intensas que hacen que se rompa el cristal. 6 IES SIERRA SUR
Redes cristalinas metálicas. Son propias de los elementos metálicos. Están formadas por átomos de metal con sus electrones de valencia deslocalizados formando bandas electrónicas por toda la red. Los electrones deslocalizados permiten explicar la elevada conductividad eléctrica (son conductores de primera especie). También la banda de electrones deslocalizados permite explicar por qué el metal no se parte al golpearlo la razón es que el golpe desplaza los planos de restos positivos (es dúctil, se transforma en hilos y maleable, se puede deformar). Los restos positivos no se pueden solvatar por lo que los metales no son solubles en agua; sin embargo el agua puede reaccionar con los metales y en consecuencia romperse la red metálica. El punto de fusión es variable, por ejemplo el mercurio funde a temperatura muy baja y el wolframio lo hace a temperaturas elevadísimas. El índice de coordinación en la red metálica suele ser 8: cúbica simple con un átomo en el centro del cubo rodeado de 8 átomos situados en los vértices o bien puede ser 12 (cúbica compacta con un átomo en el centro del cubo rodeado de 12 átomos situados en los centros de cada arista, (esto permite explicar bastante bien la elevada densidad de los metales). Otra propiedad importante de los metales es la capacidad para absorber fácilmente la energía luminosa correspondiente al visible y devolverla con la misma facilidad, por lo que son opacos a la luz visible y brillan cuando son iluminados, incluso en algunos metales, es posible arrancar electrones al iluminarlo con radiación de determinada frecuencia, (efecto fotoeléctrico), o al calentarlos, (efecto termoiónico). Índice de coordinación 12 Índice de coordinación 8 El segundo grupo de sustancias lo constituyen las sustancias moleculares covalentes. En estas sustancias las fuerzas intramoleculares que existen son enlaces covalentes homopolares o 7 IES SIERRA SUR
heteropolares, pero además existe una interacción intermolecular que es la responsable del estado de agregación que presentan estas sustancias. Fuerzas de dispersión o de London: son interacciones eléctricas debido a las polaridades transitorias que se producen cuando una molécula pasa cerca de otra (las nubes electrónicas exteriores se repelen y se producen desplazamientos temporales de cargas). Estas fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula. Entre las moléculas de yodo son realmente importantes, razón por la que esta sustancia se presenta en estado sólido, siendo más débiles en el bromo, se halla en estado líquido, e insignificantes en el flúor y cloro, razón por la que estas últimas se presentan en estado gaseoso. La importancia de las fuerzas de Van de Waals aumenta al aumentar la masa molecular Dipolos permanentes: aparecen entre moléculas formadas por átomos que poseen diferente electronegatividad por lo que poseen dipolo permanente, por ejemplo cloruro de hidrógeno, sulfuro de hidrógeno. Ión‐ dipolo. Dipolo permanente‐ dipolo inducido; Dipolo permanente‐dipolo permanente ( en general Fuerzas de Van der Waals) Enlaces por puente de hidrógeno: Son fuerzas intermoleculares intensas que sólo son posibles cuando la molécula posee átomo pequeño, muy electronegativo, con pares de electrones solitarios y que estén unidos al menos a un átomo de hidrógeno. Son interacciones “dirigidas”, y tienen naturaleza de enlace Diferentes representaciones de enlace por puente de Existen dipolos permanentes Se producen hidrógeno dipolos instantáneos 8 IES SIERRA SUR
Las propiedades físicas de las sustancias intermoleculares (puntos de fusión y ebullición bajos, solubilidad según el principio “ semejante disuelve a semejante”, formación de disoluciones moleculares, dependen de las fuerzas intermoleculares. En Química se utilizan conceptos tales como: •
Valencia: capacidad que posee un elemento para perder, ganar o compartir electrones. •
Valencia iónica: número de electrones que el elemento pierde para formar parte de un retículo cristalino iónico. •
Valencia covalente o covalencia: número de electrones que el átomo de un elemento comparte para formar un enlace covalente •
Número de oxidación: a) Define el estado de oxidación de un elemento. b) Se define como la carga que adquiriría el átomo de un elemento si los electrones del par compartido recayeran sobre el átomo más electronegativo. c) El nº de oxidación coincide con la valencia iónica, pero no con la covalencia. d) En los nombres indica el estado de oxidación formal de un átomo, se encierran entre paréntesis y siguen inmediatamente al nombre del átomo al que cualifican, (el nombre aparece modificado con la determinación –ato si fuese necesario): hexaaquahierro(II) [Fe(H2O)6]2+ ; tetraoxidoferrato(VI) [FeO4]2‐ (IR‐2.8.2) e) El número de oxidación puede ser positivo, negativo o cero (representado por 0). Se sobreentiende que un número de oxidación siempre es positivo, a menos que se use explícitamente el signo menos(‐), (el signo positivo no se usa nunca). f) Los números de oxidación fraccionarios no se utilizan nunca en nomenclatura. g) El número de oxidación cuando haya que ponerlo en la fórmula aparecerá como superíndice a la derecha para indicar el estado de oxidación formal [MnVIIO4]‐ ; FeIIFe2 IIIO4 h) Para deducir números de oxidación, cuyo uso es muy común en los nombres de los compuestos de los elementos de transición, se observan varios convenios: El hidrógeno se considera positivo (número de oxidación I) cuando está combinado con elementos no metálicos, y negativo (número de oxidación –I) cuando está combinado con elementos metálicos. Los enlaces entre átomos de la misma especie no contribuyen al número de oxidación. Ejemplo Cl‐Cl (el número de oxidación del Cloro es 0) Ejemplos en compuestos orgánicos: Etano; etanol, etanaldehido, ácido etanoico •
Carga del ion o carga iónica: Número de electrones ganados o perdidos. Se indica mediante un 9 IES SIERRA SUR
superíndice superior derecho en la forma An+ o An‐ (no como A+n o A‐n). Si se escribe la fórmula entre signos de inclusión, el índice superior derecho se coloca fuera de ellos. Cuando los iones sean polímeros, la carga de una sola unidad repetitiva debe colocarse dentro del paréntesis que incluye la estructura polimérica o bien, la carga total de la especie polimérica debe colocarse fuera de los paréntesis del polímero. (IR‐4.3) Cu 2 + Cu + NO + As 3− CN − S 2O7 2− [ Al ( H 2O ) 6 ] [ Fe(CN ) 6 ] [ PtCl4 ] 3+
•
4−
+
Número de carga: a) Define la carga iónica. b) El número de carga es un número cuya magnitud es la carga iónica. c) Se escribe entre paréntesis inmediatamente después del nombre de un ion y sin espacio entre ellos, con números arábigos seguido de su signo. La carga (1+) se indica siempre, (para evitar ambigüedades respecto a los símbolos de rotación óptica); + Cuando aparece como superíndice a la derecha , no se pone el 1 (IR‐2.8.1) Después del nombre de una especie neutra nunca aparecerá un número de carga. •
En la nomenclatura química se prefiere el número de carga, porque la determinación del número de oxidación puede ser ambigua y subjetiva en ciertas ocasiones. Por tanto es aconsejable usar los números de oxidación solamente cuando no haya incertidumbre en su asignación. Ejemplo: •
Cl‐Cl la covalencia del Cl es 1, pero el nº de oxidación es cero; •
En el C=O el átomo de C tiene covalencia 2 su nº de oxidación es 2+; para el oxígeno la covalencia es 2 y su nº de oxidación es 2‐ •
En el HCOOH el nº de oxidación del C es (‐1+2+1= 2+) •
Como regla general los metales con bajo nº de electrones en la capa de valencia son poco electronegativos y tienen nº de oxidación positivo y los no metales tendrán número de oxidación negativo cuando enlacen con otro elemento que sea menos electronegativo que ellos •
El número de oxidación de cada C en el etano es –III, en el C que soporta el grupo OH del etanol es –I; en el C que soporta el grupo aldehído en el etanal es I; en el C del grupo carboxílico en el ácido etanoico es III 10 IES SIERRA SUR
NOMBRES Y SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS (IR‐3) Los orígenes de los nombres de algunos elementos químicos, como el antimonio, se pierden en la antigüedad, otros recibieron su nombre atendiendo a su origen, propiedades físicas o químicas; y más recientemente en memoria de algunos científicos eminentes. En el pasado reciente, algunos elementos llegaron a tener dos nombres, y para evitar este tipo de confusiones, en 1947, se decidió que, una vez comprobada la existencia de un elemento, más allá de la duda razonable, los descubridores tenían el derecho de sugerir un nombre a la IUPAC, siendo el Consejo de la IUPAC quien tomaría la decisión final. (IR‐3.1) Los nombres de los átomos de números atómicos 1 al 111 aprobados por la IUPAC para su uso en lengua española, se encuentran recogidos por orden alfabético en la Tabla I que aparece a continuación. Sería muy deseable que los nombres se parecieran al máximo a sus nombres en inglés, pero se admite que existen a menudo nombres diferentes y muy establecidos para elementos a los que se les dio nombre en el pasado. En las notas al pie de la tabla I, se citan algunos nombres que no se usan en la actualidad, pero que proporcionan la base de su símbolo atómico. En las fórmulas químicas, cada átomo se representa por un único símbolo, tal y como aparece en la Tabla I. Además, los símbolos D y T pueden usarse para los isótopos del hidrógeno con números de masa 2 y 3, respectivamente. (IR.3.3.2) NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Y SÍMBOLOS DE LOS NUEVOS ELEMENTOS (IR‐3.1.1) Los elementos recién descubiertos, mientras no hayan recibido nombre y símbolo por decisión del Consejo de la IUPAC, deben ser citados, por ejemplo: “elemento‐120”, sin embargo, la IUPAC ha aprobado una nomenclatura sistemática y una serie de símbolos de tres letras para ellos. El nombre se obtiene directamente del número atómico del elemento usando las siguientes raíces numéricas: 0 = nil 3 = tri 6 = hex 9 = enn 1 = un 4 = quad (*) 7 = sept 2 = bi 5= pent 8 = oct 11 IES SIERRA SUR
(*) en español el número 4 se escribe “cuad”, pero en el nombre del elemento y en el símbolo se mantiene “quad” Para construir el nombre, se unen las raíces en el orden de los dígitos que forman el número atómico y se les añade la terminación “io”. La “n” final de “enn” se elimina cuando se encuentra antes de “nil”, así como la “i” final de “bi” y de “tri” cuando aparece antes de “io” (Ver TablaII) El símbolo del elemento se compone con las letras iniciales de las raíces numéricas que forman el nombre. Ejemplo: 110 ununnilio; 111 unununio; 112 ununbio; 113 ununtrio; 114 ununquadio; 118 ununoctio; 119 ununennio; 120 unbinilio; 121 unbiunio… 190 unennilio Indicación de la masa, la carga y el número atómico usando índice (subíndices y superíndices) (IR‐3.2) La masa, la carga y el número atómico de un nucleido se indican por medio de tres índices (subíndices y superíndices) colocados alrededor del símbolo. Las posiciones se ocupan como sigue: Índice superior izquierdo Índice inferior izquierdo Índice superior derecho Número de masa (o número másico) Número atómico Carga iónica A
Z
X n+
A
Z
X n−
I 3− triyoduro( 1‐); ( I )3− ; O2 2 − dióxido(2‐) Una carga colocada sobre un átomo de símbolo A se indica por An+ o An‐. No son válidas las notaciones A+n o A‐n. Si se escribe la fórmula entre signos de inclusión [ ], el índice superior derecho se coloca fuera de los signos de inclusión Ej: [PCl4]+. Cuando los iones sean polímeros, la carga de una sola unidad repetitiva debe colocarse dentro del paréntesis que incluye la estructura polimérica o bien, la carga total de la especie polimérica debe colcoarse fuera de los paréntesis del polímero. Ej: [Al(H2O)6]3+ La posición inferior derecha de un símbolo atómico se reserva para un índice (subíndice) que indica el número de estos átomos en una fórmula. Por ejemplo: S8 es la fórmula de una molécula que contiene 8 átomos de azufre. 12 IES SIERRA SUR
32 2 +
S
Ejemplo: 16
representa un átomo de azufre doblemente ionizado de número atómico 16 y número de masa 32. 26
29
La reacción nuclear entre núcleos de 12
Mg y 42 He para dar núcleos de 13
Al y 11 H se escribe como sigue: 26 Mg (α , p ) 29 Al Isótopos de un elemento (IR‐3.3.1) Todos los isótopos de un mismo elemento llevan el mismo nombre, (con la excepción de los isótopos del hidrógeno); y se designan por sus números de masa. Por ejemplo, el átomo de número atómico 8 y número de masa 18 se llama oxígeno‐18 y tiene el símbolo 18O Isótopos del hidrógeno (IR‐3.3.2) El elemento químico hidrógeno no cumple la regla anterior; existen tres isótopos del hidrógeno: 1H; 2H, 3H que pueden ser denominados con los nombres alternativos: protio, deuterio y tritio, respectivamente. Los símbolos D y T pueden usarse para el deuterio y tritio, pero se prefieren 2H y 3H porque D y T pueden alterar la ordenación alfabética en las fórmulas. Existe, además el muonio, (Mu), combinación de un muón y de un electrón que se comporta como un isótopo ligero del hidrógeno. Estos nombres dan lugar a los nombres de los cationes protón, deuterón, tritón y muón para 1H+, 2H+ , 3H+ y Mu+, respectivamente. Puesto que el nombre protón se usa a menudo en sentidos contradictorios, es decir, para los iones 1H+ isotópicamente puros, por una parte, y para la mezcla isotópica natural indiferenciada, por otra, se recomienda que la mezcla isotópica natural se designe, en general, por el nombre de “hidrón”, que deriva de hidrógeno. Secuencia de citación de los símbolos en las fórmulas: Los dos principios de ordenación son: •
•
Electronegatividad: Si se toma la electronegatividad como principio de ordenación en una fórmula o parte de una fórmula, los símbolos se escriben según las electronegatividades relativas, de manera que se coloca primero elemento menos electronegativo. Se usa la Tabla VI de las recomendaciones de la IUPAC 2005 como una guía. Por convenio, un elemento es tanto más electropositivo cuanto más próximo al final aparece el elemento en dicha tabla al recorrerla en el sentido que indica la flecha. Orden alfanumérico: Los símbolos atómicos en las fórmulas en línea se ordenan alfabéticamente, también se utiliza este principio en las fórmulas empíricas y en las que no se dispone de suficiente información estructural. 13 IES SIERRA SUR
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