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UNIDAD 5

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UNIDAD 5
ENLACE QUÍMICO
1. Agrupación de átomos
Los átomos se agrupan formando combinaciones más estables que la de los átomos por
separado. Las uniones entre los átomos se denominan enlaces. Cuando se unen átomos
del mismo número atómico se forman los elementos. Sin embargo, cuando se unen átomos
de diferente número atómico se obtienen los compuestos.
Los átomos se unen entre sí mediante de dos tipos de agrupaciones:
- Moléculas: estructura formada por la unión de una cantidad determinada de átomos
que coincide con la fórmula química.
- Red cristalina: estructuras formadas por la unión de un número indeterminado de
átomos, iones o moléculas que se disponen geométricamente ordenadas.
El enlace químico es la unión entre átomos, moléculas o iones de una sustancia para
alcanzar la máxima estabilidad.
1.1. Regla del octeto
Al poseer una gran estabilidad, los gases nobles tienden a encontrarse aislados en la
naturaleza, sin formar agrupaciones. Todos ellos (a excepción del He) tienen 8 electrones
en su última capa. Es por esto que se denomina regla del octeto.
Los átomos de los elementos tienden a ganar, perder o compartir electrones para llegar a la
configuración de gas noble.
2. Tipos de enlaces
Existen tres tipos de enlaces que se caracterizan por el mecanismo mediante el cual se
enlazan los átomos o iones. Son los enlaces iónico, covalente y metálico. Además, también
estudiaremos los enlaces o uniones intermoleculares que se establecen entre moléculas.
2.1.Enlace iónico
Cuando se combinan elementos metálicos con elementos no metálicos, se establece un
enlace iónico. El metal pierde electrones y da lugar a iones positivos o cationes. El no metal
gana electrones para formar iones negativos o aniones. Ambos se unen de manera más
estable mediante un elemento iónico en una estructura denominada red cristalina iónica. El
enlace iónico es la unión que resulta de las fuerzas de atracción eléctricas entre iones de
distinto signo. Ejemplo: NaCl
2.1.1. Propiedades de las sustancias iónicas
-
Son sólidos cristalinos, es decir, presentan una forma geométrica definida.
Son frágiles. Se rompen con facilidad. Cualquier deformación de la red de iones
hace que se descompensen las fuerzas eléctricas que la mantienen unidas.
Tienen elevados puntos de fusión y de ebullición. Se requiere un gran aporte de
energía para que los iones venzan las fuerzas que los unen.
Son solubles en agua. Los iones interaccionan con las partículas del disolvente,
liberándose de la red iónica.
Conducen la corriente eléctrica fundidos o disueltos.
2.2. Enlace covalente
Se forma entre átomos de elementos no metálicos. El enlace entre ellos se forma al
compartir electrones. No se forman iones.
El enlace covalente es la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de
electrones.
Mediante el enlace covalente, los átomos se pueden agrupar formando moléculas (el agua)
o redes cristalinas.
2.2.1. Propiedades de las sustancias covalentes
-
-
Moléculas:
- A temperatura ambiente (20ºC) pueden encontrarse en los tres estados.
- Los puntos de ebullición y fusión son bajos.
- No conducen la corriente eléctrica.
- La mayoría son solubles en disolventes orgánicos e insolubles en agua.
Redes cristalinas:
- Son sólidos a temperatura ambiente (20ºC).
- Son muy duras.
- Tienen unos puntos de ebullición y fusión muy altos.
- Son insolubles.
- No conducen la corriente eléctrica.
2.2.2. Uniones intermoleculares
Este tipo de uniones se establecen entre una molécula y otra. Son mucho más débiles que
los enlaces covalentes que unen los átomos que los forman. Se llaman uniones
intermoleculares a las interacciones atractivas que existen entre las moléculas de las
sustancias covalentes.
Pueden ser de dos tipos:
- Enlaces de Van-der Waals.
Estas interacciones son débiles y de naturaleza eléctrica. Su intensidad aumenta con el
tamaño de la molécula. Ejemplos: F₂ (gaseoso), Cl₂ (gaseoso), Br₂ (líquido), I₂ (sólido).
- Enlaces de hidrógeno.
Son enlaces más intensos que los anteriores. Se presentan entre el H de una molécula y un
átomo de F, O ó N de la otra molécula. Ejemplos: H₂ O, NH₃ , HF.
2.3. Enlace metálico
Se dá entre elementos metálicos.
Los metales pierden electrones y se transforman en cationes. Los electrones procedentes
de la formación de los cationes son compartidos por todos los átomos. Se forma una red
tridimensional de iones.
2.3.1. Propiedades de las sustancias metálicas
-
Son sólidos a temperatura ambiente (20ºC).
Puntos de fusión y ebullición altos.
Son dúctiles y maleables.
Son buenos conductores térmicos y eléctricos.
Son insolubles en los disolventes habituales
3. Formulación y nomenclatura inorgánica
3.1. Introducción
Se utilizan los símbolos de los elementos para poder escribir las fórmulas de los
compuestos de una manera sencilla. La IUPAC dicta unas normas para unificar la
formulación y nomenclatura en todo el mundo.
Una fórmula es una expresión simbólica y numérica que indica la composición de una
sustancia. En la fórmula se escriben juntos los símbolos de los átomos y un número a la
derecha del símbolo como subíndice, que indica la cantidad de átomos que hay de ese
elemento. Si se trata de un ión se escribe primero el número de la carga y a continuación, el
signo.
El nombre de cada sustancia que la identifica se asigna mediante un conjunto de normas
comunes establecidas por la IUPAC.
Solo estudiaremos dos sistemas de nomenclatura:
- Composición: informa sobre los átomos que componen la sustancia y en qué
proporción están. Esta proporción se puede indicar de dos formas distintas:
+ Prefijos multiplicadores: son los prefijos numerales griegos:
1. mono- 4. tetra7. hepta- 10. deca2. di5. penta8. octa11. undeca3. tri6. hexa9. nano12. dodeca+ Números de oxidación: se escriben entre paréntesis, en números romanos, al
lado del nombre del elemento, sin signo y sin dejar espacios. Cuando el
elemento tiene un único estado de oxidación, no se indica en el nombre del
compuesto.
-
Sustitución: se utiliza solo en hidruros no metálicos, que se nombran con el sufijo ano. La IUPAC acepta amoniaco y agua.
3.2. Sustancias simples
A la hora de nombrar una sustancia simple se utilizan los prefijos acompañados del nombre
del elemento. El prefijo -mono se utilizará únicamente cuando el átomo elemental no se
encuentre de forma habitual. Ejemplo: 0₂→ dioxígeno oxígeno
3.3. Iones
Estudiaremos los iones monoatómicos. Estos iones aparecen con el símbolo del elemento y
un superíndice a la derecha con el valor de la carga y a continuación el signo. Ejemplo:
Fe²⁺
Diferenciamos entre:
O²⁻
- Cationes: se nombra con el nombre del elemento y el número de carga entre
paréntesis que no se debe omitir aunque no haya ambigüedad. También se puede
nombrar con el número de oxidación. En este caso, el número de oxidación, se
escribirá en números romanos y entre paréntesis. Ejemplo: Fe²⁺→ Ion de hierro (2+)
-
Ion de hierro (II)
Aniones: se denominan con el sufijo -uro al final del nombre del átomo del que se
elimina la última vocal salvo en el caso del Oxígeno, que se llama óxido.
Ejemplo: Cl⁻ → Cloruro (1-) ó cloruro
O²⁻→ Óxido (2-) ó óxido
H⁻→ hidruro (1-) ó hidruro
3.4. Compuestos binarios
3.4.1. Óxidos
Son combinaciones del Oxígeno con otro elemento, metálico o no metálico. En estos
compuestos, el número de oxidación del Oxígeno es de 2-, mientras que el otro elemento
actúa con número de oxidación positivo.Ejemplo: Au₂ O₃
1. Prefijos: trióxido de dioro
2. Nº de oxidación: óxido de oro (III)
3. Nº de carga: óxido de oro (3+)
Para las combinaciones de Oxígeno con Cl, Br, I, At y F (G.17), el Oxígeno se escribe en la
fórmula en primer lugar y solo se utiliza la nomenclatura de prefijos. Ejemplo: Br₂ O₅ →
O₅Br₂
3.4.2. Hidruros
3.4.2.1 Hidruros metálicos
Son compuestos formados por Hidrógeno y un elemento metálico. El número de oxidación
del Hidrógeno es 1-. Ejemplo: CuH₂
1. Prefijos: dihidruro de cobre
2. Nº de oxidación: dihidruro de cobre (II)
3. Nº de carga: hidruro de cobre (2+)
3.4.2.2. Hidruros no metálicos (G. 13,14 y 15)
Se nombran y se formulan de la misma manera que los hidruros metálicos.
Uno de los sistemas de nomenclatura es el de sustitución. Proviene de los hidruros padre o
progenitores. Se utiliza para los grupos 13,14,15,16 y 17:
Grupo 13
Grupo 14
Grupo 15
Grupo 16
Grupo 17
BH₃ borano
CH₃ metano
NH₃ amoniaco
H₂ O agua
HF fluorano
AlH₃ alumano
SiH₄ silano
PH₃ fosfano
H₂ S sulfano
HCl clorano
GaH₃ galano
GeH₄
germano
AsH₃ arsano
H₂ Se selano
HBr bromano
InH₃ indigano
SnH₄ estano
SbH₃ estibano
H₂ Te telano
HI yodano
TlH₃ talano
PbH₄
plumbano
BiH₃ bismutano
H₂ Po polano
HAt astatano
3.4.2.2. Hidruros no metálicos (G. 16,17)
En estos compuestos, el Hidrógeno actúa con número de oxidación de 1+. Los halógenos
actuarán con estado de oxidación 1- y los anfígenos con estado de oxidación 2-.
Ejemplo:HCl
1. Prefijos: cloruro de hidrógeno
2. Disolución acuosa: ácido clorhídrico
3. Sustitución: clorano
3.5. Sales binarias
Son combinaciones de metales y no metales (metal+no metal o dos no metales). El no
metal se coloca a la derecha en la fórmula y actúa con estado de oxidación negativo.
A la hora de nombrarlo el elemento no metálico lleva la terminación -uro. Ejemplo: CuCl₂
1. Prefijos: dicloruro de cobre
2. Nº de oxidación: cloruro de cobre (II)
3. Nº de carga: cloruro de cobre (2+)
3.6. Compuestos ternarios
3.6.1. Hidróxidos
Son combinaciones en los que el anión hidróxido (OH⁻ ) se unen con metales.
Ejemplo: Au(OH₃ )
1. Prefijos: trihidróxido de oro
2. Nº de oxidación: hidróxido de oro (III)
3. Nº de carga: hidróxido de oro (3+)
3.6.2. Oxoácidos
Son ácidos que tienen oxígeno. Tienen como fórmula general
El Hidrógeno actúa con número de oxidación 1+ y el Oxígeno con 2-. El átomo central (X)
son elementos no metálicos y algunos metales de transición (manganeso o cromo).
Solo nombraremos los siguientes y con la nomenclatura tradicional:
HNO₂→ ácido nitroso
HNO₃→ ácido nítrico
H₂SO₃→ ácido sulfuroso
H₂SO₄→ ácido sulfúrico
H₂CO₃→ ácido carbónico
HIO→ ácido hipoyodoso
HIO₂→ ácido yodoso
HIO₃→ ácido yódico
HIO₄→ ácido peryódico
HClO→ ácido hipocloroso
HClO₂→ ácido cloroso
HClO₃→ ácido clórico
HClO₄→ ácido perclórico
HBrO→ ácido hipobromoso
HBrO₂→ ácido bromoso
HBrO₃→ ácido brómico
HBrO₄→ ácido perbrómico
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