Unidad 1: La Química Inorgánica. Materia, átomo y tabla
periódica. Enlaces Químicos, Formación y nomenclatura
de compuestos químicos
***Conceptos básicos de los enlaces químicos: El enlace iónico y enlace covalente:
características y propiedades, polaridad de enlace y electronegatividad, momentos
dipolares. Cómo distinguir los enlaces iónicos de los covalentes.***
ENLACE COVALENTE
Es aquella fuerza que mantiene unidos dos átomos cuando comparten
al menos un par de electrones. Se dice que es puro cuando los átomo unidos
son de la misma naturaleza, es decir tienen el mismo valor de electronegatividades
Ejemplos: Chang, R., & Goldsby, K. A. (2017). Química (12a. ed.)
Estructura Lewis
Lewis propone la regla del octeto: un átomo tiende a formar enlaces
hasta que se rodea de ocho electrones, y funciona principalmente para
los elementos del segundo período de la tabla periódica
El enlace covalente puede ser un enlace sencillo, es decir cuando dos átomos de
Comparten Un solo par de electrones. Pero también pueden compartir dos pares de
electrones Formando un enlace doble y hasta tres pares de electrones formando un
enlace triple.
Enlaces sencillos:
Enlaces dobles:
Enlaces triples:
La electronegatividad en el enlace covalente
Enlace covalente no polar: sucede cuando que se unen átomos que son
de la misma naturaleza, es decir, el par de electrones es compartido en forma igual
y la densidad electrónica no se concentra alrededor de ninguno de los átomos
que se unen, sino que está a la misma distancia de los dos núcleos ya que ambos átomos
tienen la misma electronegatividad. Ejemplo H2 , F2 , N2 , O2 , Cl2 , Br2 , I2 ,
Enlace covalente polar: es cuando la densidad electrónica de concentra
alrededor de uno de los dos átomos que se unen, debido a que son diferentes y
presentan distintas electronegatividades. Ejemplos: HF, HCL
El enlace iónico: se considera aquella energía que une a dos átomos cuando exista
una diferencia de electronegatividad de 2.0 o más. También se considera que existe
enlace iónico, cuando se encuentran unidos grupos de átomos cargados positivamente
Llamados cationes con grupos cargados negativamente llamados aniones
Electronegatividad: H= 2.1 y Cl= 3.0
Electronegatividad; K= 0.8 y F= 4.0
Combinación de orbitales atómicos
Caso átomo de Carbono
Electrones de valencia
En estado fundamental:
Si se combinan un orbital s
desapareado con los tres
orbitales p desapareados, se
obtendrán 4 orbitales
desapareados sp3 , es decir,
1s + 3p = 4 (sp3)1
(O. híbridos)
Electrones de valencia:
estado excitado del átomo:
(Promoción de un electrón
del 2s a uno de los p)
CH4
Ejemplo la molécula del metano CH4
Enlace sigma σ
1s1
Nota: en total el metano tiene
4 enlaces moleculares sigma σ
(sp3 )1
1s1
1s1
1s1
Hibridación sp2 del átomo del carbono
Un orbital s con 2 p
Electrones de valencia:
estado excitado del átomo:
(Promoción de un electrón
del 2s a uno de los p)
3 orbitales híbridos
desapareados 3(sp2)1
1 Orbital p libre desapareado,
es el que da origen a un
orbital molecular pi (π) por
traslapo lateral con otro p libre
de otro carbono
Orbital atómico
p libre desapareado
La molécula del eteno: trigonal plana
Con ángulo de enlace de120°
π
σ
σ
120°
σ
σ
σ
La molécula del etino: dos enlaces pi (π) y
tres sigma
π
π
σ
σ
1) Orbital p
σ
sp
sp
2) Orbital p
Son dos orbitales
p que se solapan
por encima y por
debajo del sigma
del carbonocarbono
En un triple enlace
siempre hay dos
enlaces pi (π) y un
sigma (σ)
Hibridación sp3 del nitrógeno
Electrones de valencia
Como se podrá notar que el nitrógeno tiene 4
orbitales
sp3
pero
tiene
apenas
tres
desapareados y uno apareado, en cambio el
carbono Tiene los 4 orbitales sp3 desapareados
Hibridación sp2 del nitrógeno
Al combinarse
Electrones de valencia
Un átomo que tenga hibridación
sp2 la geometría seria plana trigonal
Al igual que el carbono pero con ángulo
De 122° debido a la repulsión del par de
Electrones en sp2 apareado
Orbital p desapareado
Que formaría un enlace
pi (π) y por lo tanto un doble
Enlace con otro átomo
H2C = NH
sp2
sp2
Un sigma (Choque frontal de los sp2 y un pi del traslapo de los p
desapareados del carbono y del nitrógeno. Es trigonal plana tanto en
el carbono como en el nitrógeno.
Hibridación sp del nitrógeno
Se combinan
Electrones de valencia
Uno apareado y el otro
desapareado
Dos p libre desapareados
Para formar dos enlaces pi (π)
Estos formarían junto a un
Sigma (σ)(Choque frontal entre los sp desapareados,
Porque el otro sp está apareado)
un enlace triple entre dos átomos,
en este caso de nitrógeno.
Ejemplo: La molécula de nitrógeno N2
Hibridación sp3 del oxígeno
4 orbitales híbridos sp3:
2 apareados
2 desapareados: forman
Enlaces sigma : H2O
..
O
..
H
H
Hibridación sp2 del oxígeno
3 orbitales híbridos sp2 :
2 apareados y
1 desapareado: enlace
Sigma con otro átomo
Este orbital p es el que se
traslapa lateralmente y forma
un enlace pi (π), es decir,
forma parte de un enlace
doble junto a un sigma
π
σ
¿Hibridación sp del oxígeno?
2 orbitales híbridos sp, pero
Los dos están apareados y
tendría que tener un sp
desapareado para forma el
Sigma (σ) del un triple enlace
Aquí están los dos p
desapareados que formarían
los dos pi (π) en un triple enlace
Pero no tiene el hibrido sp que
Que forme el sigma en el triple
Enlace.
Ejemplos de compuestos y moléculas para representar
Su estructura Lewis y asignarle el tipo de hibridación:
1) a. H2 , b. O2, , c. N2 , d. Cl2
Ejemplos para asignarle el tipo de hibridación y los enlaces sigma y pi
2. a. H3C-CH3 , b. HCN, c. HC≡CH , d. H2C=CH-CH3 , e) HC≡C-CH=CH2
H
C≡N
Nomenclatura de compuestos inorgánicos
1. Óxidos:
Metal
No metal
+ O2
Óxido metálico: FeO, PbO2, CuO,
Ag2O, MgO
Óxido no metálico o Anhídrido
CO, CO2, NO2, NO, SO2
FeO : óxido de Hierro (II), (Ferroso)
Fe
(+2,+3)
C
(+2, +4)
+
+ O2
Fe2O3 : óxido de hierro (III), (Férrico)
CO
Monóxido de Carbono (Anhídrido Carbonoso)
CO2
Dióxido de Carbono (Anhídrido Carbónico)
O2
Óxidos básicos: son óxidos que al reaccionar con_ el agua, producen
Bases que se caracterizan porque tienen el grupo OH hidróxilo, llamado también
hidróxi
+
H2O
Fe(OH)2
Hidróxido de hierro (II), (Hidróxido Ferroso)
Fe2O3 +
3 H2O
2 Fe(OH)3
Hidróxido de hierro (III), (Hidróxido Férrico)
FeO
Óxidos ácidos:
son óxidos que al reaccionar con el agua producen ácidos oxácidos,
Se escriben con hidrógeno (H) primero, luego el no metal y por último el oxígeno (O).
****Un método es hacer una combinación del anión con el hidrógeno***
CO2 + H2O
H2CO3
ácido carbónico
SO3
+ H2O
H2SO4 ácido sulfúrico, [ácido Tetraoxosulfúrico (VI)]
SO2
+ H2O
H2SO3 ácido sulfuroso
SO +
H2O
H2SO2 ácido hiposulfuroso
Sales: están formadas por un catión (de carga positiva +) y un anión
(cargado negativamente -). Se producen al combinar una base con un ácido.
3 H2CO3
H 2S
+
H2SO4
+ 2 Fe(OH)3
Mg(OH)2
+ Ca(OH)2
Fe2(CO3)3
+
carbonato de hierro (III)
MgS
+
Sulfuro de Magnesio
CaSO4
+
Sulfato de calcio
2 H2 O
6 H2O
2 H2O
Ácidos hidrácidos: es una combinación del hidrógeno con los
Halógenos y también el hidrógeno se combina con el azufre,
se nombran anteponiendo la palabra ácido + base del halógeno
o del azufre y la terminación hídrico
a.
H2(g) + Cl2 (g)
→
2 HCl (g)
b.
H2(g) + F2(g)
→
2 HF(g)
Ácido fluorhídrico
c.
H2(g) + S
→
H2S
Ácido sulfhídrico
Ácido clorhídrico
Función Peróxidos: contienen al oxígeno con estado de
oxidación de -1 (X -O-O- X, ) O2-2 peróxo: donde
la X es un catión: H+ , Na+ , Cu1+, 2+ …….
Ejemplo:
a.
Peróxido cuproso: Nomenclatura tradicional
Cu2O2
Peróxido de Cobre (I): Nomenclatura Stock
Peróxido de dicobre: Nomenclatura sistemática
b.
Ti2(O2)3 peróxido de titanio (III)
Fe2(O2)2
c.
Peróxido Ferroso
{FeO2}
Peróxido de hierro (II)
Peróxido de hierro
Stock
Sistemática
Tradicional
Fe2(O2)3
Peróxido Férrico
Peróxido de hierro (III)
d. Sabiendo que el Cu1+, 2+ y el oxigeno es: O2- y O22-
Triperóxido de dihierro
Grupo Peróxo
(Cu)2O2 Peróxido de dicobre, Peróxido de cobre(I)
C(O2)2
CuO2
Peróxido de cobre, Peróxido de cobre (II)
CuO
Óxido de cobre (II)
Cu2O
Óxido de cobre (I), óxido cuproso, óxido de dicobre
Nomenclatura de ácidos oxacidos
Ejemplo del Cloro: ±1, +3, +5 , +7
Cuando el Cloro actúa con sus valencias positivas:
HClO
ácido hipocloroso ClO- hipoclorito
HClO2 ácido cloroso
Fe(ClO3)3
Triclorato de
hierro
Trioxoclarato (V)
de hidrógeno
HClO3 ácido clórico
HClO4
ácido perclórico
NH4Cl
NH4+
Cloruro de amonio
amonio
(NH4)2 S
Permanganato de potasio: KMnO4
Perclorato de hierro (III) : Fe(ClO4)3
NaHCO3
Carbonato ácido de Sodio
Bicarbonato de Sodio
SO42-
sulfato
SO32-
sulfito
Acido sufuroso
SO22-
hiposulfito
Acido hiposufuroso
H2SO4
Ácido sulfúrico
Masa molecular (peso molecular)
Es la sumatoria de las masas atómicas equivalente a la cantidad de átomos
Presentes en una fórmula química
Ejemplos:
a) Fe2(CO3)3
carbonato de hierro (III)
Mm Fe2(CO3)3 = 2 Ma [Fe] + 3 Ma [C] + 9 Ma [O]
Ma Fe= 55,847 g/mol,
Ma C = 12 g/mol , Ma O = !6 g/mol
Mm Fe2(CO3)3 = [ 2(55,847) + 3(12) + 9(16) ] g/mol
Mm Fe2(CO3)3 = [ 111,694 + 36 + 144] g/mol
Mm Fe2(CO3)3 = 291,694 g/mol
b. H2SO4 ácido sulfúrico.
Si Ma H= 1 g/mol, Ma S = 32,064 g/mol, Ma O = 16 g/mol
Mm H2SO4 = 2 Ma [H] + Ma [S] + 4 Ma[O]
Mm H2SO4 = [ 2(1) + 32,064 + 4(16) ] g/mol
Mm H2SO4 = 98,064 g/mol
c. Mm H2O= ?,
