4 Libro 2010 Corregido

Un acercamiento a la Química 46 www.ramonnet.com.ar

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Fig. 3.7. - Cuadro comparativo de los radios catiónicos y aniónicos respecto a los radios atómicos

3.5- ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo.

Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala arbitraria llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4,0) es la más alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ión flúor está enlazado químicamente a otros elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar de izquierda a derecha a lo largo de los períodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos

Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general, tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla periódica y altas para los que están en la parte superior derecha. Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para predecir el tipo de enlace con bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más electronegativo. Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo atrae más a los electrones. Esto se analiza en detalle en el análisis de los enlaces químicos, como se verá mas adelante. 3.6- METALES, NO METALES Y METALOIDES

Al principio del capítulo se clasificaron los elementos de diversas maneras, basándose

en sus posiciones en la tabla periódica. En otro esquema de clasificación, los elementos suelen dividirse en tres clases: metales, no metales y metaloides.

Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea es zig-zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Esta clasificación es arbitraria y hay varios elementos que no se adaptan bien a cualquiera de estas clases.

Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o semi-metales) porque muestran algunas propiedades características tanto de los metales como de los no metales. Las propiedades físicas y químicas que permiten distinguir a los metales de los no-metales se resumen en las tablas 3-1, 3-2. Las propiedades generales de los metales y los no-metales son opuestas. No todos los metales y no-metales poseen dichas propiedades, pero las comparten en grado variable. Las propiedades físicas de los metales pueden explicarse basándose en el enlace metálico de los sólidos. La fuerza del enlace metálico en sí depende del número de electrones, en especial electrones desapareados que se encuentran más allá de la "última" capa con configuración de gas noble.



Como se indicó con anterioridad, los metaloides muestran algunas propiedades características tanto de metales como de no metales. Muchos de los metaloides como el silicio, germanio y el antimonio, actúan como semiconductores, y son importantes para los circuitos electrónicos de estado sólido. Los semiconductores son aislantes a temperaturas inferiores, pero algunos son conductores a temperaturas más altas.

Fig. 3.8. - Metales, no metales y metaloides

TABLA 3.1 Algunas propiedades físicas de metales y no metales

METALES NO METALES 1. La elevada conductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura

1. Mala conductividad eléctrica (excepto el carbono en forma de grafito)

2. Alta conductividad térmica 2. Buenos aislantes térmicos (excepto, el carbono en forma de diamante)

3. Gris metálico o brillo plateado* 3. Sin brillo metálico

4. Casi todos son sólidos # 4. Sólidos, líquidos o gases

5. Maleables (pueden laminarse para formar placas) 5. Quebradizos en estado sólido

6. Dúctiles (se pueden formar alambres con ellos) 6. No dúctiles

7. El estado sólido se caracteriza por enlace metálico

7. Moléculas con enlace covalente, los gases nobles son monoatómicos

* Excepto cobre y oro. # Excepto mercurio; el cesio y el galio se funden en la mano con protección.

El aluminio es el más metálico de los metaloides y en ocasiones se clasifica como metal. Tiene apariencia metálica y es un conductor excelente de la electricidad, pero su conductividad eléctrica aumenta al elevarse la temperatura. Las conductividades de los metales disminuyen al elevarse la temperatura. TABLA 3.2 Algunas propiedades químicas de metales y no-metales

METALES NO METALES

1. Las capas externas contienen pocos electrones; por lo general 3 o menos

1. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*

2. Energías de ionización bajas 2. Energías de ionización altas

3. Electronegatividades bajas 3. Electronegatividades altas

4. Forman cationes perdiendo electrones 4. Forman aniones ganando electrones

5. Forma compuestos iónicos con los no metales

5. Forman compuestos iónicos con metales # y compuestos moleculares (covalentes) con otros no metales

* Excepto el hidrógeno. # Excepto los gases nobles.



En síntesis: PROPIEDADES GENERALES DE METALES Y NO METALES METALES: - Tienen elevados puntos de fusión y ebullición - Sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg =líquido) - Buenos conductores del calor y la electricidad. - Brillo característico. - Son maleables (pueden formar láminas) - Son dúctiles (pueden formar hilos) - Sus moléculas son monoatómicas (Fe, Al, Cu, etc.) NO METALES - Tienen bajos puntos de fusión y ebullición - Gaseosos, líquidos y sólidos a temperatura ambiente - Malos conductores del calor y la electricidad - Sus moléculas son poliatómicas (O2, P4, N2, etc.)

Radio atómico: es la distancia comprendida entre el centro del núcleo y el último nivel

energético ocupado del átomo. Por ser una propiedad periódica, varia a lo largo de períodos y grupos; aumentando de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (↓ ←). Afinidad electrónica (AE): es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga - 1. Varía en la tabla periódica igual que la electronegatividad (↑ →).

Electronegatividad: es la capacidad que tienen los átomos de atraer hacia si los pares de electrones compartidos con otros átomos. La electronegatividad varia a la inversa del radio atómico, es decir, aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha (↑ →). La escala de electronegatividad va de 0 a 4, siendo los elementos menos electronegativos el cesio y el francio, y el más electronegativo el flúor. Energía y potencial de ionización: es la energía necesaria para quitar un electrón de la capa más externa de un átomo. Y es el potencial eléctrico mínimo para producir la ionización.

Guía de aplicación N° 4

Tabla Periódica 1- Confeccionar una lista con el número total de electrones, neutrones y protones que hay en cada una de las siguientes especies químicas:

a) +2Ca 40 20c) Ca40

20b) C126

2- Escribir la configuración electrónica utilizando el modelo de subniveles de energía de las siguientes especies: a) S, n° atómico 16; b) Cl, n° atómico 17. 3- Indicar cuál o cuáles de los siguientes subniveles no puede existir (Justificar): a) 3p b) 2d c) 4s d) 6f e) 2p 4-Completar el siguiente cuadro:

Nomenclatura Magnesio. Sodio. Neón.

Notación. P3115 +327

13 Al

N° protones. 11 10

N° neutrones. 12 12 10

Configuración e- 1s22s22p63s2



5- Decir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. En las falsas, sustituir la palabra subrayada de modo de transformar la frase en verdadera: a) El nivel de menor energía en el estado fundamental de un átomo es el más alejado del

núcleo. b) Los electrones que se encuentran más alejados del núcleo, son los que se transfieren en las

reacciones químicas. c) En el nivel n = 3 el número máximo de electrones permitidos es 32.

d) En el núcleo del átomo cuyo símbolo es Al2713 el número de neutrones es 13.

e) Los neutrones son las partículas del núcleo atómico con carga positiva y masa relativa igual a 1 aproximadamente.

6- Confeccionar una lista con el número de las distintas partículas subatómicas de los siguientes elementos y escribir la estructura electrónica de cada uno por el modelo de los subniveles:

7- Responder las siguientes preguntas: a) ¿Porqué ciertos elementos tienen propiedades físicas y químicas similares? b) ¿Qué relación existe entre la estructura electrónica de un elemento y el período en que se

encuentra? c) ¿Qué relación existe entre la estructura electrónica de un elemento y el grupo en que se

encuentra? d) ¿Cómo puede explicar la variación del radio atómico, en función del número atómico a lo

largo de un grupo?

8- Dados los siguientes elementos químicos: 12Mg 7N 15P 17Cl 4Be 19K Sin utilizar la tabla periódica determinar: a) Elementos que se encuentran en un mismo grupo. b) Elementos que se encuentran en un mismo período. c) Para cada grupo y para cada período, ordenarlos según electronegatividad creciente. d) Lo mismo pero según radio atómico creciente. e) Lo mismo pero según carácter metálico creciente. 9- Llenar los espacios en blanco con los números correcto en cada frase: a) La estructura electrónica de los elementos alcalinos es tal que en su nivel exterior hay

.......... electrones. b) Un elemento que forma fácilmente iones E2- debe tener ......... electrones en su nivel

externo. c) La estructura electrónica de los halógenos es tal que en su nivel exterior hay ........

electrones. 10- El cesio (55Cs), elemento del grupo IA, tiene baja electronegatividad en la escala de Pauling. En base a esta frase decir cual de las siguientes afirmaciones es la correcta: a) Es absurdo el contenido de la frase anterior. b) Es lógico debido a su carácter metálico. c) Es muy probable que el cesio acepte electrones para completar su nivel externo. 11- Dado el siguiente esquema genérico de la tabla periódica, decir si las afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) A y B son elementos no metálicos. b) Z pertenece al quinto período. c) La electronegatividad de L es menor que la de N.

K 3919d) N14

7c) Li73b) O16

8a)



d) El elemento I tiene 5 electrones de valencia. e) C es un elemento del segundo grupo. f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen todos al primer período. g) Los electrones del nivel más externo de C son 2. h) Los elementos J y K tienen un marcado carácter metálico. i) La electronegatividad de L es mayor que la de K. j) Los elementos P y X pertenecen al grupo de los metales alcalino térreos. k) El radio atómico de G es menor que el radio atómico de l. l) Los elementos H e I son no metales. m) El átomo de N es más grande que el átomo de L. n) La electronegatividad de Z es mayor que la de M. 12- Utilizando como dato sólo el período y el grupo al que pertenece cada elemento desarrollar su estructura electrónica por niveles y subniveles de energía:

Período. Grupo. Configuración electrónica. 3 II 4 I 2 VII 2 III 3 V

13- Decir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, y reemplazar la palabra subrayada en las falsas para hacerlas verdaderas: a) para un mismo período la electronegatividad disminuye, el radio atómico aumenta y el

carácter metálico aumenta; al incrementarse el número atómico. b) Para un mismo grupo el carácter metálico disminuye, el radio atómico disminuye y la

electronegatividad aumenta, al incrementarse el número atómico.

14- Para un elemento cuyo símbolo nuclear es x22688 , indicar cuáles de las siguientes

afirmaciones son correctas: a) Su número másico es 88. b) Posee 226 protones. c) Posee 138 electrones. d) La suma del número de protones y de electrones es 226. e) La suma del número de protones y de neutrones es 226. f) Posee 88 electrones. g) El número de protones es igual al número de neutrones. h) El número de electrones es igual al número de neutrones. i) El número de electrones es igual al número de protones. j) El número de neutrones es igual a la mitad del número másico. k) Restando el número de neutrones al número másico se obtiene el número atómico. 15- Dadas las siguientes especies químicas, decir cuántos protones, electrones y neutrones las conforman y su posición en la Tabla periódica:

He d) S c) Alb) F a) 42

-23216

32713

-1199

+ 16- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros, indicar a qué período y grupo pertenecen: a) 1s22s22p63s2 b) 1s22s1 c) 1s22s22p2 d) 1s22s22p63s23p1 e)1s22s22p63s23p5

17- Un elemento de z = 13 posee propiedades químicas semejantes a otro cuyo z es (marcar la respuesta correcta): a) 10 b) 12 c) 3 d) 6 e) 5 18- Dos átomos del mismo elemento deben tener (marcar la respuesta correcta): a) Igual número de protones b) Distinto número atómico. c) Igual número másico d) Distinto número de electrones. e) Ninguna de las opciones anteriores es correcta.



19- Completar la siguiente tabla:

Elemento Símbolo Z Neutrones Electrones A Símbolo Nuclear.

Sodio 11 12

F- 9

19

Nitrógeno 7

14

S-2

18 32

Cinc 30 35

U 29892

20- Un ión X2- tiene estructura 1s22s22p63s23p6. Indicar: a) La posición del elemento X en la tabla periódica. b) El número de neutrones de X si un átomo pesa 5,34 x 10-23 gramos. 21- Dados los elementos: V (de estructura electrónica 1s22s22p5), W (ubicado en el cuarto

período y en el grupo IIA) y Z 105 :

a) Ordenarlos según electronegatividad creciente. b) Ordenarlos según carácter metálico creciente. c) Ordenarlos según radio atómico creciente. 22- Las especies X1- y Y3+ son isoelectrónicas. Si X está en el segundo período y en el grupo VIIA de la tabla periódica, ¿en qué lugar de la tabla está ubicado Y? ¿Cuál de los dos iones tiene mayor radio? ¿Cuál tiene mayor radio atómico? 23- Dos elementos representativos U y V dan el mismo tipo de iones. Si el radio de U es mayor que el de V y este último tiene un número atómico igual a 20, ¿dónde se encuentra cada elemento en la tabla periódica?, ¿cuáles son sus estructuras electrónicas? ¿qué tipo de ión forman?. Respuestas a los problemas adicionales a la guía n°4: entrar a www.ramonnet.com.ar

Problemas tipo (Ingreso a la Universidad): 1. Dados los elementos representativos de la Tabla periódica, A, B, C, D y E (dados en forma genérica) cuyos números atómicos son 3, 8, 12, 16 y 19 respectivamente: I. El ion que forma C es isoelectrónico con el ion binegativo que forma B. II. El átomo del elemento D posee 4 electrones de valencia. III. La fórmula del compuesto que forma A y D cuando se combinan químicamente es A2D. IV. El radio atómico de B es mayor que el radio atómico de A. V. El ion que forma E es isoelectrónico con el gas noble del cuarto período de la Tabla

periódica. Son verdaderas: a) Sólo II y IV b) Sólo II, IV y V c) Sólo I y III d) Sólo I, III y V e) Ninguna de las anteriores es correcta. 2. Dadas las siguientes premisas: I. El elemento T forma un catión bipositivo que es isoelectrónico con el ión R - Sabiendo que el

átomo R tiene número másico 19 y 10 neutrones, el número atómico de T es 12. II. Los isótopos son elementos con el mismo número másico. III. Un ión Ca2+ tiene mayor radio que un átomo de Ca. IV. Un átomo de S tiene menor radio que un ión S2-. a) III y IV b) Solo II c) I y III d) I y IV e) Ninguna de las opciones anteriores es correcta. Rtas: 1- c); 2- d)



Capítulo N° 4

Durante siglos hemos visto que determinados metales se adhieren a un imán. Los globos se pueden pegar a una pared. ¿Por qué? En las propagandas de televisión vemos que un superconductor flota en el aire (Fig. 4.1.). Se anuncian, como el transporte del futuro, los trenes rápidos de levitación. ¿Cómo trabajan? En todos los casos se ponen en acción fuerzas de atracción y repulsión. Es interesante, porque muchas veces se dice que, entre los humanos, “los opuestos se atraen” y “los semejantes se repelen”. Las atracciones nos proporcionan amistades y relaciones agradables, mientras que las fuerzas de repulsión pueden llevar al debate y al antagonismo. A lo largo de nuestras vidas formamos y rompemos lazos interpersonales. En química, también vemos este fenómeno. Las sustancias forman enlaces químicos, como resultado de atracciones eléctricas. Estos enlaces originan la inmensa diversidad de compuestos que vemos en la naturaleza. Aunque la teoría atómica y la configuración electrónica nos pueden ayudar a comprender la estructura y el comportamiento de los elementos, es importante recordar que el diseño de la tabla periódica se basó en la observación de las propiedades de los elementos. Antes de proceder a usar el concepto de estructura atómica para explicar cómo y porqué se combinan los átomos para formar compuestos, necesitamos comprender las propiedades características de los elementos, así como las tendencias que tienen esas propiedades en la tabla periódica, predecir con precisión las propiedades y las reacciones de muchas sustancias sin necesidad de tener a mano la sustancia o llevar a cabo la reacción. 4.1- METALES Y NO METALES Ya clasificamos los elementos en metales, no metales y metaloides. La línea gruesa, como escalera, que comienza en el boro y avanza diagonalmente hacia abajo en la tabla periódica separa a los elementos en metales y no metales. Casi siempre, los metales que tienen brillo son maleables y buenos conductores del calor y la electricidad. Los no metales son exactamente lo contrario: opacos, quebradizos y malos conductores. Los metaloides se encuentran en el borde de la línea gruesa y pueden tener propiedades de metales y de no metales al mismo tiempo. La mayor parte de los elementos son metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo de la línea escalonada, mientras que los no metales están hacia la parte superior derecha de la tabla. Observar que el hidrógeno no cabe en esta clasificación de metales y no metales. Presenta propiedades no metálicas en condiciones normales, aun cuando sólo tiene un electrón externo, como los metales alcalinos. El hidrógeno es considerado como un elemento excepcional. Las propiedades químicas de los metales y de los no metales son las que más nos interesan. Los metales tienden a perder electrones y a formar iones positivos, mientras que los no metales tienden a ganar electrones y a formar iones negativos. Cuando un metal reacciona con un no metal, con frecuencia sucede una transferencia de electrones del metal al no metal. 4.2- ESTRUCTURAS ATÓMICAS DE LEWIS Los metales tienden a formar cationes, iones con carga positiva, y los no metales forman aniones, iones con carga negativa, y con ello alcanzan una estructura estable de electrones de valencia. Para muchos elementos, este nivel estable de valencia contiene ocho electrones, dos s y seis p, idéntico a la configuración de electrones de los gases nobles. Los átomos sufren rearreglos de su estructura electrónica para disminuir su energía química potencial (o hacerse más estables). Estos rearreglos se logran perdiendo, ganando o

Fig. 4.1.- Superconductores



compartiendo electrones con otros átomos. Por ejemplo, un átomo de hidrógeno puede aceptar un segundo electrón, para adquirir una estructura electrónica igual que la del helio, que es gas noble. Un átomo de flúor puede ganar un electrón y adquirir una estructura electrónica como la del neón. Los electrones de valencia, del nivel externo de energía en un átomo, son los responsables de la actividad electrónica que se presenta en la formación de enlaces químicos. La estructura de Lewis de un átomo es una representación que muestra los electrones de valencia de ese átomo. Gilbert N. Lewis (1875- 1946), químico estadounidense, propuso emplear el símbolo para indicar al elemento y puntos para representar a los electrones. La cantidad de puntos colocados alrededor del símbolo es igual a la cantidad de electrones s y p en el nivel externo de energía del átomo. Los puntos apareados representan electrones apareados; los puntos no apareados, electrones no apareados. Por ejemplo, H• es el símbolo

de Lewis del átomo de hidrógeno, 1s1, :•

B es el símbolo de Lewis de un átomo de boro, cuyos electrones de valencia son 2s22p1. En el caso del boro, el símbolo B representa al núcleo de boro y a los electrones 1s2; los puntos sólo representan a los electrones 2s22p1.

Las ideas modernas para explicar las uniones químicas tienen su origen en la teoría del

octeto electrónico de Lewis (1916), cuyas proporciones pueden resumirse del siguiente modo:

Los gases nobles (antes llamados gases inertes porque se creía que no reaccionaban químicamente), por tener ocho electrones en su órbita externa, son estables, es decir que presenta muy poca actividad química. Sus átomos permanecen libres e independientes (tienden a no combinarse).

Los metales y los no metales con menos de ocho electrones en su última órbita, tienen reactividad química. Sus átomos se unen entre sí formando moléculas constituidas por dos o más átomos.

La reactividad química de los metales y los no metales se debe a la necesidad de adquirir una configuración electrónica similar a la del gas noble más próximo, para alcanzar así estabilidad. A estos efectos ganan, ceden o comparten electrones.

Así, los átomos de sodio (Z = 11), que tienen un electrón en un órbita externa, tratan de perderlo para asemejarse al neón (Z = 10), mientras que los átomos de cloro (Z = 17) procuran ganar un electrón para parecerse al argón (Z = 18). Por su parte, los átomos de calcio (Z = 20) tienden a ceder dos electrones para adquirir la configuración electrónica del argón (Z = 18); por el contrario, los átomos de oxígeno (Z = 8) tratan de captar dos electrones para asemejarse al neón (Z =10).

En el caso de los elementos próximos al helio, que tiene dos electrones en su órbita externa, procuran adquirir la configuración electrónica de este gas noble. Así, el hidrógeno, con un solo electrón, procura ganar otro para asemejarse al helio; por el contrario, el litio (Z = 3) que también tiene un electrón externo, trata de cederlo para lograr la misma estructura electrónica.

Gases inertes. Órbitas. 1 2 3 4 5 6

He Ne Ar Kr Rn Xe

2 2 2 2 2 2

8 8 8 8 8

8 18 18 18

8 18 32

8 18

8

: •

B • Electrón no apareado : Electrones apareados B Símbolo del átomo



4.3- NOTACIÓN DE LEWIS

Para simplificar la representación de los átomos y teniendo en cuenta que las características químicas de ellos dependen generalmente de los electrones de la última órbita, Lewis propuso una forma sencilla de representación: Cada átomo se representa con su símbolo y a su alrededor puntos en igual cantidad a los electrones que tiene en su órbita externa. A modo de ejemplo:

:eN : Neón :O: Oxígeno aC Calcio K Potasio

. N. Nitrógeno lC : Cloro gM Magnesio aN Sodio

..

..

.....

..

.

..

..

...⋅

También se aconseja que los electrones se representen de a pares cuando corresponden a orbitales completos y solos en el caso de orbitales incompletos, como puede observarse en los ejemplos anteriores. El método de Lewis se usa mucho, no sólo debido a su simplicidad de expresión, sino también porque gran parte del comportamiento químico de los átomos se relaciona directamente con los electrones de sus niveles externos de energía. En la siguiente figura se muestran las estructuras de Lewis para los elementos comprendidos entre el hidrógeno y el calcio.

Ejemplo: Escribe la estructura de Lewis para un átomo de fósforo. Primero, determinamos la estructura electrónica del átomo de fósforo. Es 1s22s22p63s23p3. Observar que hay cinco electrones en el nivel externo de energía; son los 3s23p3. Escribimos el símbolo del fósforo e indicamos los cinco electrones en forma de puntos alrededor del símbolo:

:•

•P •

Los electrones 3s2 son apareados y se representan con un par de puntos. Los electrones 3p3, que no son apareados, se representan mediante puntos aislados. 4.4- TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

Los átomos, al unirse entre sí para formar moléculas, lo hacen de diferentes formas, conocidas como tipos de enlaces quimicos. Los principales son:

Enlace iónico o electrovalente. Enlace covalente. Enlace metálico.

Enlace iónico o electrovalente

Este tipo de enlace es característico de los compuestos formados en general por un metal y un no metal. El comportamiento químico de muchos elementos, en especial de los elementos representativos, se basa en adquirir una estructura electrónica de la capa externa como la de

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA gases nobles H• He:

Li• Be: :•

B :•

C • :•

•N • •

••

•O : :

••

•F : :

••

••Ne :

Na• Mg: :•

Al :•

Si • :•

•P • •

••

•S : :

••

•Cl : :

••

••Ar :

K• Ca:



los gases nobles, químicamente estables. Con la excepción del helio, esta estructura estable consiste de ocho electrones en la capa externa (ver tabla). Arreglo de los electrones en los gases nobles *

Estructura electrónica.Gas noble Símbolo n = 1 2 3 4 5 6

Helio Neón Argón Kriptón Xenón Radón

He Ne Ar Kr Xe Rn

1s2 1s2

1s2

1s2

1s2

1s2

2s22p6 2s22p6

2s22p6

2s22p6

2s22p6

3s23p6 3s23p63d10

3s23p63d10

3s23p63d10

4s24p6 4s24p64d10

4s24p64d104f14

5s25p6 5s25p65d10

6s26p6

* Todos los gases nobles, excepto el helio, tienen ocho electrones en su nivel externo de energía. Observamos las estructuras electrónicas del sodio y del cloro, para ver cómo cada elemento puede adquirir una estructura de ocho electrones en su capa externa. Un átomo de sodio tiene once electrones: dos en el primer nivel de energía, ocho en el segundo y uno en el tercero. Un átomo de cloro tiene diecisiete electrones: dos en el primer nivel de energía, ocho en el segundo y siete en el tercero. Si un átomo de sodio cede, o pierde, su electrón 3s, vacía su tercer nivel de energía y se transforma en un ion sodio con configuración electrónica idéntica a la del neón, que es un gas noble. Este proceso requiere energía: Un átomo que ha perdido o ganado electrones tendrá carga positiva o negativa, dependiendo de qué partes, protones o electrones, haya en exceso. Recordar que un átomo cargado o grupo de átomos cargado se llama ion. Al perder un electrón con carga negativa, el átomo de sodio se transforma en una partícula con carga positiva, llamada ion sodio. La carga +1 se debe a que el núcleo todavía contiene once protones con carga positiva, y los orbitales electrónicos sólo contienen diez electrones, con carga negativa. En este caso, la carga del ion se indica con un signo más (+) y se escribe como índice después del símbolo del elemento: Na+. Un átomo de cloro tiene siete electrones en el tercer nivel de energía y necesita aparear un electrón con su electrón 3p, que está sin aparear, para adquirir la estructura de capa externa estable del argón. Al ganar un electrón, el átomo de cloro se transforma en un ion cloruro (Cl-), partícula con carga negativa que contiene diecisiete protones y dieciocho electrones. En este proceso se desprende energía:

Ahora pongamos a reaccionar entre sí a los átomos de sodio y cloro. El electrón 3s del átomo de sodio pasa al orbital semicompleto 3p del átomo de cloro, y se forman un ion sodio positivo y un ion cloruro negativo. Se forma el compuesto cloruro de sodio porque los iones Na+ y Cl- se atraen fuertemente entre sí, ya que sus cargas electrostáticas son de signo contrario. La fuerza que mantiene unidos a los iones de carga opuesta se llama enlace iónico:

En otras palabras, en el caso del cloruro de sodio (sal de mesa) ocurre lo siguiente: El átomo de sodio (Z = 11) tiene la siguiente estructura:



Este átomo, de bajo potencial de ionización, trata de perder el electrón de su órbita externa para parecerse al gas noble más próximo, el neón (Z = 10) transformándose en un catión sodio monovalente:

El átomo de cloro (Z = 17) presenta esta estructura:

Como el gas más próximo al cloro es el argón (Z = 18), éste átomo, de elevada afinidad electrónica, trata de ganar un electrón, convirtiéndose en un anión cloruro con una carga negativa (monovalente):

Cuando se produce el contacto entre un átomo de sodio y otro de cloro, ocurre la transferencia del electrón del primero al segundo, convirtiéndose en catión sodio y anión cloruro, respectivamente. Como estos iones tienen cargas eléctricas de signo contrario, se atraen, y queda formado el cloruro de sodio. Esto puede representarse, de acuerdo con la notación de Lewis, de la siguiente forma:

Como es lógico suponer, este proceso se produce simultáneamente entre muchos átomos de cloro y sodio, resultando un cristal cuya estructura podemos representar del siguiente modo:

El cloruro de sodio está formado por cristales cúbicos, en los que cada ion de sodio está rodeado por seis iones cloruro, y cada ion cloruro por seis iones sodio, excepto en las superficies del cristal. Un cristal visible de cloruro de sodio es un agregado de millones de esos iones, en orden regular, pero la relación de iones sodio a cloruro es 1 a 1, por consiguiente la fórmula es NaCl. En la figura 4.2. se muestra el arreglo de la red cristalina del cloruro de sodio. En la figura 4.2., también podemos ver y comparar los tamaños relativos de los átomos de sodio y cloro con los de sus iones. El ion sodio es menor que el átomo debido principalmente a que: 1) El átomo de sodio perdió su capa externa de un electrón, reduciendo con esto su tamaño; 2) Los diez electrones restantes son atraídos por once protones y, por lo tanto, son atraídos

hacia el núcleo. Por el contrario, el ion cloruro es más grande que el átomo porque:

1) Tiene 18 electrones pero sólo 17 protones

−+

⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡→+

1 ..

..

1 ..

.

. : lC : Na : lC : aN

Fig. 4.2. – Estructura cristalina del NaCl.



2) La atracción nuclear sobre cada electrón disminuye, permitiendo al átomo de cloro expandirse en cuanto forma un ion.

Otro ejemplo: En el caso del óxido de calcio, que es conocido en el comercio bajo la denominación de

“cal viva”, sucede lo siguiente: Los átomos de calcio ceden los dos electrones externos para adquirir la estructura electrónica del argón, mientras que los átomos de oxígeno los ganan para asemejarse al neón. En consecuencia, se forman cationes de calcio (Ca2+) y aniones de oxígeno (O2-), lo cual puede representarse así: Un aspecto a tener en cuenta:

En la formación de estos compuestos es necesarios que haya igualdad entre los electrones ganados y los perdidos. En los casos anteriores esto se logra con un átomo de cada elemento, pero en otras ocasiones es algo más complicado.

Así, en el cloruro de calcio, cada átomo de calcio pierde dos electrones formando el catión Ca2+ y son necesarios dos átomos de cloro para que cada uno de ellos gane uno de dichos electrones, originando dos aniones Cl- :

−−+

⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡→⋅+⋅+ : lC : : lC : Ca lC : lC : Ca

..

..

..

..

2..

..

..

..

..

En la reacción del aluminio con el oxígeno, cada átomo de aluminio cede tres electrones mientras que los de oxígeno aceptan dos; por lo tanto, deben unirse dos átomos de aluminio con tres de oxígeno, según se observa en la siguiente representación:

-2..

..

-2..

..

-2..

..

33..........

:O : :O : :O : Al Al : O : : O : : O : lA lA ⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡→+++⋅+⋅ ++

En síntesis:

El enlace iónico se produce entre elementos con bajo potencial de ionización (metales) y elementos con elevada afinidad electrónica (no metales).

El enlace iónico es aquel en donde existe una transferencia de electrones de un metal a un no metal, formándose cationes y aniones, respectivamente, que se mantienen unidos entre sí por fuerzas electrostáticas. La representación de Lewis para la formación del cloruro de sodio es: La reacción química entre el sodio y el cloro es muy enérgica y produce mucho calor, además de la sal que se forma. Cuando de una reacción química se desprende energía, los productos son más estables que los reactivos. Observa que en el NaCl ambos átomos adquieren una estructura electrónica de gas noble.

Hemos visto que cuando el sodio reacciona con el cloro, cada átomo se transforma en ion. El cloruro de sodio, como todas las sustancias iónicas, se mantiene unido por la atracción entre las cargas positivas y negativas. Un enlace iónico es la atracción entre iones con carga opuesta. Los enlaces iónicos se forman siempre que uno o más electrones pasan de un átomo a otro. Los metales, que atraen relativamente poco a sus electrones de valencia, tienden a formar enlaces iónicos cuando se combinan con los no metales. Es importante darse cuenta de que las sustancias con enlaces iónicos no existen en forma de moléculas. Por ejemplo, en el cloruro de sodio no sólo existe enlace entre un ion sodio único y un ion cloruro único. Cada ion sodio en el cristal atrae a seis iones cloruro vecinos; a su vez, cada ion cloruro, con carga negativa, atrae a seis iones sodio positivos vecinos. Por lo general, un metal tiene uno, dos o tres electrones en su nivel externo de energía. Al reaccionar, los átomos de metal pierden esos electrones y adquieren la estructura

−+

⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡→+

2..

..

2....

:O: Ca :O : Ca



electrónica de un gas noble, transformándose en iones positivos. Por otro lado, a un no metal sólo le faltan pocos electrones para tener la estructura electrónica de un gas noble en su nivel externo de energía y en consecuencia tiene tendencia a ganar electrones. Al reaccionar con los metales, los átomos de no metal ganan uno, dos o tres electrones, en forma característica, y se transforman en iones negativos. Los iones formados por pérdida de electrones son mucho menores que los átomos del metal correspondiente; los iones formados al ganar electrones son mayores que los átomos del no metal correspondiente. Las dimensiones relativas de los radios iónicos y atómicos de varios metales y no metales se muestran en la tabla siguiente. Cambio de radios atómicos de algunos metales y no metales *.

Radio (nm) Atómico

Radio (nm) iónico

Radio (nm)Atómico

Radio (nm) iónico

Li 0.152 Na 0.186 K 0.227 Mg 0.160 Al 0.143

Li+ 0.060 Na+ 0.095 K+ 7297 Mg2+ 1757 Al3+ 2430

F 0.071 Cl 0.099 Br 0.114 O 0.074 S 0.103

F- 0.136 Cl- 0.181 Br- 0.195 O2- 0.140 S2- 0.184

* Los metales pierden electrones y se transforman en iones positivos. Los no metales ganan electrones y se transforman en iones negativos.

Predicción de las fórmulas de los compuestos iónicos: Vemos que cuando reacciona un metal con un no metal para formar un compuesto iónico, el metal pierde uno o más electrones, que gana el no metal. Aprendimos a dar nombre a las sustancias y a escribir sus fórmulas, vimos que los metales del grupo IA forman siempre cationes 1+, mientras que los del grupo IIA forman cationes 2+. Los elementos del grupo VIIA forman aniones 1- y los del grupo VIA forman aniones 2-. Ahora entendemos que esta pauta se relacione directamente con la estabilidad de la configuración del gas noble. Los metales pierden electrones para llegar a la configuración electrónica de un gas noble, el anterior en la tabla periódica. Un no metal forma un ion ganando los electrones suficientes para adquirir la configuración electrónica del gas noble que le sigue inmediatamente en la tabla periódica. Estas observaciones nos conducen a un principio químico importante: en casi todos los compuestos químicos estables, de elementos representativos, cada átomo adquiere una configuración electrónica de gas noble. Este concepto forma la base de nuestra comprensión del enlazamiento químico. Podemos aplicar este principio para predecir las fórmulas de los compuestos iónicos. Para hacerlo, debemos reconocer que los compuestos químicos siempre son eléctricamente neutros. Además, el metal pierde electrones para llegar a una configuración de gas noble, y el no metal gana electrones y alcanza también la configuración de un gas noble. Veamos el compuesto o sustancia que se forma entre el bario y el azufre. eL bario tiene dos electrones de valencia, mientras que el azufre tiene seis: Ba [Xe] 6s2 S [Ne] 3s23p4 Si el bario pierde dos electrones tendrá la configuración electrónica del xenón. Al ganar dos electrones, el azufre adquiere la del argón. En consecuencia, entre los átomos se transfiere un par de electrones. Así tenemos Ba2+ y S2-. Como los compuestos son electrónicamente neutros, debe haber una relación de un Ba a un S, que produce la fórmula empírica BaS. El mismo principio sirve para muchos otros casos. Como la clave del principio está en la configuración electrónica, podemos usar la tabla periódica para ampliar todavía más nuestras predicciones. Por sus estructuras electrónicas semejantes, los elementos en una familia forman, generalmente, compuestos de las mismas relaciones atómicas. En general, si conocemos la relación atómica de determinado compuestos, por ejemplo NaCl, podemos predecir las relaciones atómicas y las fórmulas de los demás cloruros de metal alcalino. Esas fórmulas son LiCl, KCl, RbCl, CsCl y FrCl (ver tabla). Fórmulas de compuestos de metales alcalinos.

Estructura de Lewis Monóxidos Cloruros Bromuros Sulfatos

Li Na K

Rb Cs

Li2O Na2O K2O

Rb2O Cs2O

LiCl NaCl KCl

RbCl CsCl

LiBr NaBr KBr

RbBr CsBr

Li2SO4 Na2SO4 K2SO4

Rb2SO4 Cs2SO4



De igual modo, si sabemos que la fórmula del óxido de hidrógeno es H2O, podemos predecir que la del sulfuro será H2S, porque el azufre tiene la misma estructura electrónica de valencia que el oxígeno. Sin embargo, debemos reconocer que sólo se trata de predicciones; no siempre cada elemento del grupo se comporta como los demás, ni es necesario que exista un compuesto predicho. Conociendo las fórmulas del clorato, bromato y yodato de potasio, que son KClO3, KBrO3 y KIO3, podemos predecir correctamente que los compuestos correspondientes de sodio tendrán las fórmulas NaClO3, NaBrO3 y NaIO3. El flúor pertenece a la misma familia de elementos, el grupo VIIA, que el cloro, bromo y yodo. Podríamos predecir que los fluoratos de potasio y de sodio tienen las fórmulas KFO3 y NaFO3, predicción que sería incorrecta, porque no se conoce la existencia de esos fluoratos. Sin embargo, si existieran es posible que las fórmulas fueran correctas, porque esas predicciones se basan en comparaciones con fórmulas y estructuras electrónicas semejantes, ya conocidas. Aquí sólo nos referiremos a metales representativos (los grupos IA, IIA y IIIA). Los metales de transición (grupo B) muestran un comportamiento más complicado (forman iones múltiples) y sus fórmulas no se pueden predecir con facilidad. Ejemplo: La fórmula del sulfuro de calcio es CaS y la del fosfuro de litio es La3P. Deduce las fórmulas del: a) sulfuro de magnesio b) fosfuro de potasio c) seleniuro de magnesio. a) Buscamos al calcio y al magnesio en la tabla periódica. Ambos están en el grupo IIA. Como

la fórmula del sulfuro de calcio es CaS, es válido predecir que la fórmula del sulfuro de magnesio sea MgS.

b) Buscamos al litio y al potasio en la tabla periódica. Están en el grupo IA. Como la fórmula del fosfuro de litio es Li3P, es razonable suponer que la fórmula del fosfuro de potasio es K3P.

c) Buscamos al selenio en la tabla periódica. Está en el grupo VIA, inmediatamente abajo del azufre. Por consiguiente, es válido suponer que el selenio forma seleniuros del mismo modo que el azufre forma sulfuros. Como MgS fue la fórmula que predijimos del sulfuro de magnesio en la parte a), es razonable suponer que la fórmula del seleniuro de magnesio es MgSe.

Propiedades de los compuestos iónicos: Las sustancias que se forman por enlace iónico se caracterizan por presentar las

siguientes propiedades comunes: Tienen puntos de fusión y ebullición altos (más de 700°C), por lo cual a la temperatura

ambiente se encuentra en estado sólido: al tratarse de un enlace que no es dirigido, todos los cationes interaccionan con todos los aniones generando una gran estructura en red lo cual dificulta separarlos y por ende se requerirá mucha energía para pasarlos al estado líquido y mas para pasarlos al estado vapor; elevando en consecuencia los puntos de fusión y ebullición respectivos.

Son solubles en agua: el agua, molécula polar, interacciona (Fig 4.3.a) con los cationes por medio de los pares no compartidos de los oxígenos de las moléculas de agua, y (Fig 4.3.b) con los aniones por medio de los hidrógenos de las moléculas de agua.

Fundidas o en solución acuosa conducen la corriente eléctrica continua, descomponiéndose (se comportan como electrolitos): como los compuestos iónicos están formados por iones, que son particulas portadoras de carga eléctrica, cuando adquieren movilidad son capaces de conducir una corriente eléctrica.

Presentan estructura cristalina iónica.

Fig. 4.3.- Interacción de: a) un catión (Na+) con moléculas de agua;

b) un anión (Cl-) con moléculas de agua



Son duras y frágiles.: la fragilidad se puede explicar ante la acción mecánica (Fig 4.4.a) (como el golpe de un martillo) se produce una deformación en el cristal iónico, que conduce al enfrentamiento de iones de igual signo (Fig 4.4.b), provocando la repulsión entre los mismos y en consecuencia la fractura del cristal (Fig 4.4.c).

Enlace covalente

Este tipo de enlace se observa en las moléculas constituidas por átomos de no metales, como es el caso de las moléculas biatómicas de los gases simples (cloro, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, flúor).

En la molécula de cloro (Cl2), los dos átomos que la forman tienen siete electrones externos y necesitan uno más para completar el octeto. Es lógico suponer que uno de los átomos de cloro no puede quitarle un electrón al otro porque son iguales; entonces comparten un par de electrones (uno de cada átomo):

: Cl : Cl : : lC lC ..

..

..

..

..

..

..

..→⋅+⋅:

Ninguno de los dos átomos adquiere la posesión total de ambos electrones, por lo cual a veces un átomo y otras el otro, tiene completa su última órbita, asemejándose al gas noble más próximo que es el argón.

Esta forma de enlace interatómico se denomina enlace covalente. De modo similar se origina la molécula de hidrógeno (H2). Cuando dos átomos de

hidrógeno chocan, cada uno intenta arrancarle un electrón al otro, pero, como no puede lograrlo, quedan compartiendo los dos electrones para parecerse al helio:

En el caso del oxígeno (O2), como los dos átomos tienen seis electrones externos

deben compartir dos pares de electrones para adquirir la estructura del neón:

::::........O : O : O : O : →+

Los átomos de nitrógeno, al tener cinco electrones en su última órbita, deben compartir

tres pares electrónicos para formar una molécula de nitrógeno (N2):

MM N N N ....

.

..

.→⋅⋅+⋅⋅

..N

El enlace covalente no sólo se observa en las moléculas simples, sino también en muchas otras que forman las sustancias compuestas, como el dióxido de carbono, el agua, el metano, el cloruro de hidrógeno, etcétera.

Dióxido de carbono: :O : : C : :O :....

O = C = O Agua: H :O:H..

..

Metano:

H :C : H..

.. Cloruro de hidrógeno: H : Cl

H En todos los casos, los electrones siempre se comparten de a pares, pudiendo los

átomos compartir uno, dos o tres pares de electrones, dando enlaces covalentes simples, dobles o triples, respectivamente.

H

Fig. 4.4.- Acción mecánica sobre un cristal iónico que demuestra la fragilidad

H. + .H → H : H



Resumiendo: En el enlace covalente los átomos comparten uno o más pares de electrones para completar el octeto externo. Esta unión se produce entre los átomos de no metales.

Estructuras de Lewis de los compuestos:

Como hemos visto, las estructuras de Lewis resultan una manera cómoda de mostrar los enlaces covalentes en muchas moléculas o iones de los elementos representativos. Para escribir las estructuras de Lewis, la consideración más importante para formar un compuesto estable es que los átomos adquieran una configuración de gas noble. Lo más difícil, al escribir estructuras de Lewis, es determinar la disposición de los átomos en una molécula o ion. En las moléculas simples con más de dos átomos, uno de ellos estará en el centro, rodeado por los demás. El Cl2O tiene dos arreglos posibles: Cl — Cl — O o Cl — O — Cl. Por lo general, pero no siempre, el átomo único en la fórmula (excepto de H) será el átomo central. Aunque las estructuras de Lewis se pueden escribir de muchas moléculas e iones tan sólo por inspección de las fórmulas, el procedimiento siguiente se puede aplicar mientras se aprende a escribirlas: Paso 1. Obtener la cantidad total de electrones de valencia que se usarán en la estructura. Se suma la cantidad de electrones de valencia de todos los átomos en la molécula o ion. Si se va a escribir la estructura de un ion, se suma un electrón por cada carga negativa, o se resta uno por cada carga positiva del ion. Paso 2. Escribir el arreglo del esqueleto de átomos y unirlos con un enlace covalente sencillo (dos puntos o una raya). El hidrógeno, que sólo contiene un electrón de enlace, sólo puede formar un enlace covalente. Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, normalmente, excepto en los compuestos llamados peróxidos. Casi siempre tienen un máximo de dos enlaces covalentes, dos enlaces sencillos o un doble enlace. Paso 3. Restar dos electrones por cada enlace sencillo que se haya empleado en el paso 2, de la cantidad total de electrones calculada en el paso 1. Este cálculo da como resultado la cantidad total de electrones disponibles para completar la estructura. Paso 4. Distribuir los pares de electrones (pares de puntos) alrededor de cada átomo (excepto del hidrógeno), para que cada átomo quede con estructura de gas noble. Paso 5. Si no hay suficientes electrones para que los átomos tengan ocho, cambiar los enlaces sencillos entre los átomos a enlaces dobles o triples, recorriendo los pares de electrones no enlazados que sean necesarios. Comprobar que cada átomo quede con estructura electrónica de gas noble: dos electrones para el hidrógeno y ocho para los demás. Un enlace doble se cuenta como cuatro electrones de cada uno de los átomos que enlaza. Ejemplo 1: Escribir la estructura de Lewis para el agua, H2O.

Paso 1. La cantidad total de electrones de valencia es ocho, dos de los dos átomos de hidrógeno y seis del átomo de oxígeno. Paso 2. Los dos átomos de hidrógeno se unen al átomo de oxígeno. Escribimos la estructura del esqueleto:

Se colocan dos puntos entre los átomos de hidrógeno y oxígeno, para formar los enlaces covalentes:

Paso 3. Restamos los cuatro electrones que usamos en el paso 2, de ocho, para obtener cuatro electrones que se pueden usar todavía. Paso 4. Distribuimos los cuatro electrones alrededor del átomo de oxígeno. Los átomos de hidrógeno ya no tienen lugar para más electrones:



Esta es la estructura de Lewis. Cada átomo tiene estructura electrónica de gas noble. Observar que la forma de la molécula no está indicada en la estructura de Lewis.

Ejemplo 2: Escribir la estructura de Lewis de una molécula de: a) Metano (CH4) b) Tetracloruro de carbono (CCl4) Parte a) Paso 1. La cantidad total de electrones de valencia es ocho, uno de cada átomo de hidrógeno y cuatro del átomo de carbono. Paso 2. La estructura del armazón o esqueleto contiene cuatro átomos de H alrededor de un átomo central de C. Colocamos dos electrones entre el C y cada H.

Paso 3. Restamos los ocho electrones que usamos en el paso 2 de ocho y obtenemos cero electrones por colocar. Por consiguiente, la estructura de Lewis debe ser la que escribimos en el paso 2:

Parte b) Paso 1. La cantidad total de electrones de valencia que se van a usar es 32, cuatro del átomo de C y siete de cada uno de los cuatro átomos de cloro. Paso 2. La estructura del esqueleto contiene los cuatro átomos de Cl alrededor de un átomo central de C. Colocamos cuatro electrones entre el C y cada Cl:

Paso 3. Restamos de 32 los ocho electrones que usamos en el paso 2 y obtenemos 24 electrones que todavía debemos colocar. Paso 4. Distribuimos los 24 electrones (12 pares) alrededor de los átomos de Cl, para que cada uno de ellos contenga a su alrededor ocho electrones: Este arreglo es la estructura de Lewis. El CCl4 contiene cuatro enlaces covalentes simples. Ejemplo 3: Escribir la estructura de Lewis del CO2. Paso 1. La cantidad total de electrones de valencia es 16, cuatro del átomo de C y seis de cada átomo de O. Paso 2. Los dos átomos de O están enlazados a un átomo central de C. Escribimos la estructura del esqueleto y colocamos dos electrones entre el C y cada átomo de O.

O : C : O



Paso 3. Restamos de 16 los cuatro electrones que usamos en el paso 2 y obtenemos 12 electrones que todavía debemos repartir. Paso 4. Distribuimos los 12 electrones alrededor de los átomos de C y de O. Tenemos varias posibilidades:

Paso 5. Todos los átomos no tienen ocho electrones a su alrededor (estructura de gas noble). Quitamos un par de electrones no enlazados de cada átomo de O, en la estructura I, y colocamos un par entre cada O y el átomo de C, formando dos enlaces dobles:

Ahora sí, cada átomo tiene a su alrededor ocho electrones. El carbono comparte cuatro pares de electrones y cada oxígeno comparte dos pares. A estos enlaces se les llama dobles, porque cada uno implica compartir dos pares de electrones. Aunque en muchos compuestos los átomos adquieren una estructura de gas noble en el enlazamiento covalente, hay muchas excepciones. A veces es imposible escribir una estructura en la que cada átomo tenga ocho electrones a su alrededor. Por ejemplo, en el BF3, el átomo de boro sólo tiene seis electrones a su alrededor y en el SF6 el átomo de azufre tiene 12 electrones a su alrededor. Aun cuando hay excepciones, se puede escribir a muchas moléculas mediante estructuras de Lewis, en las que cada átomo tiene una configuración electrónica de gas noble. Es un modelo útil para entender la química.

Polaridad del enlace covalente: En el caso de los gases simples (cloro, hidrógeno, oxígeno, etc.), como los átomos que

forman las moléculas son iguales, sus núcleos atraen con igual intensidad al par de electrones que comparten y, en consecuencia, la distribución de las cargas eléctricas es uniforme. Las moléculas no presentan zonas o polos con cargas eléctricas y por ello se llaman moléculas no polares.

En cambio, cuando los átomos que constituyen la molécula son diferentes, pueden presentarse casos como el siguiente: en el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro ejerce mayor atracción sobre el par de electrones compartidos que el hidrógeno. Esto determina que dicho par permanezca más tiempo en las proximidades del cloro que en las del hidrógeno. En consecuencia la región correspondiente al cloro adquiere una cierta carga negativa (δ-) y por el contrario, la zona del hidrógeno tiene una carga igual pero de signo positivo (δ+):

δ+ δ- δ- = zona eléctricamente negativa. H – Cl δ+ = zona eléctricamente positiva.

Por lo tanto, la molécula tiene una distribución desigual de las cargas eléctricas, presentando un polo negativo y otro positivo; es una molécula polar.

Estas moléculas son parcialmente iónicas y también se las denomina dipolos, pudiendo representarse en forma simplificada del siguiente modo:

En consecuencia, según que el par de electrones sea compartido por ambos átomos de modo igual o desigual, el enlace covalente se puede clasificar en:

Polar o No polar Todo enlace entre átomos diferentes es más o menos polar. La polaridad de las

moléculas formadas depende de los elementos que las constituyen. Así, es mayor en el enlace del cloro con el hidrógeno que en caso del bromo con el hidrógeno. Electronegatividad.

Con relación a la mayor o menor capacidad que presentan los átomos para atraer a los electrones que comparten en un enlace covalente, se ha introducido el concepto de electronegatividad, que puede definirse así:

+ −



Los átomos que atraen con mayor intensidad al par de electrones compartidos son más electronegativos y corresponden a los no metales, como F, Cl, O, S, etc. El químico norteamericano Linus Pauling confeccionó una tabla de las electronegatividades de los elementos (Fig. 4.5.). El elemento más electronegativo es el flúor, con un valor de 4,0, y el menos electrone-gativo es el francio, con 0,7. Los gases nobles no se incluyen, pues, en general, no suelen formar enlaces quími-cos (forman enlaces químicos con unos pocos elementos). Entre los no metales, el hidró-geno tiene el valor más bajo con 2,1. Los metales pre-sentan una electronegatividad inferior a la del hidrógeno.

¿Cómo puede predecirse el tipo de enlace? Los valores de electronegatividad permiten predecir el tipo de enlace químico que se

establece entre dos elementos. Cuando la diferencia de electronegatividad es grande, cabe esperar que la unión sea iónica; así el sodio (0,9) y el cloro (3,0) forman un compuesto iónico. Por el contrario, si la diferencia de electronegatividad es pequeña, el compuesto que se forma es covalente.

Se considera como una de las condiciones necesarias para que un compuesto sea iónico, que la diferencia de electronegatividad sea mayor de 1,7. En cambio, si la diferencia de electronegatividad es menor, el compuesto será covalente.

La electronegatividad también es útil para predecir la polaridad de los enlaces covalentes. Cuando la diferencia de electronegatividad es menor de 0,4 el enlace resulta covalente no polar. Por el contrario, si dicha diferencia es mayor que 0,4, el enlace será covalente polar.

El criterio antes expuesto no es absoluto y sólo sirve de orientación, pues existen muchos otros factores que determinan el tipo de enlace químico.

La siguiente tabla resume lo anteriormente expuesto:

Tipo de enlace Ejemplos Diferencia entre electronegatividades

Iónica: diferencia de electronegatividades mayor que 1,7

Na+Cl -, K+Br -

Cl(3,0) – Na(0,9) = 2,1 Br(2,8) – K(0,8) = 2

Covalente polar: diferencia de electronegatividades menor que 1,7 y mayor que

0,4.

HCl H2O

Cl(3,0) – H(2,1) = 0,9 O(3,5) – H(2,1) = 1,4

Covalente no polar: diferencia de electronegatividades de 0,4 a cero.

CH4 PH3

C(2,5) – H(2,1) = 0,4 P(2,1) – H(2,1) = 0

La polaridad de un enlace está determinada por la diferencia en los valores para los átomos que forman el enlace. Si las electronegatividades son iguales, el enlace es no polar y los electrones quedan compartidos por igual. Si la diferencia de electronegatividades es muy grande, el enlace es muy polar. En el caso extremo, uno o más electrones pasan entre los átomos y se tiene un enlace iónico. Un dipolo es una molécula eléctricamente asimétrica y tiene cargas opuestas en dos puntos. Un dipolo se representa con + - . Una molécula de cloruro de hidrógeno es polar y se comporta como un dipolo pequeño. En el HCl, el dipolo se puede representar como H+ -Cl. La flecha apunta hacia el extremo negativo del dipolo. Las moléculas de H2O, HBr y ICl son polares:

Electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para atraer al par de electrones que comparte con otro átomo en un enlace covalente.

Fig. 4.5. – Escala de electronegatividades de Pauling.



¿Cómo se sabe si el enlace entre dos átomos es iónico o covalente? La diferencia de electronegatividades de dos átomos determina el carácter del enlace que se forma entre ellos. Al aumentar la diferencia de electronegatividades, la polaridad del enlace (o el carácter iónico porcentual) aumenta. Como regla, si la diferencia de electronegatividades de dos átomos enlazados es mayor que 1,7 a 1,9, el enlace será más iónico que covalente. Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2,0, el enlace es fuertemente iónico. Si la diferencia es menor que 1,5, el enlace es fuertemente covalente. Se debe tener cuidado y diferenciar entre los enlaces polares y las moléculas polares. Un enlace polar entre diversos tipos de átomos siempre es polar. Pero una molécula con diversos tipos de átomos puede ser polar o no, dependiendo de su forma o geometría. Las moléculas HF, HCl, HBr, HI y ICl son polares, todas, porque cada una contiene un solo enlace polar. Sin embargo, las de CO2, CH4 y CCl4 son no polares, a pesar de que las tres contienen enlaces polares. La molécula de dióxido de carbono, O=C=O es no polar, porque los dipolos carbono-oxígeno se contrarrestan, ya que actúan en direcciones opuestas.

Las moléculas de metano (CH4) y de tetracloruro de carbono (CCl4), son no polares porque los cuatro enlaces polares C—H y C—Cl son idénticos y porque esos enlaces se originan del centro a las esquinas de un tetraedro en la molécula; el efecto de sus polaridades se contrarresta entre sí. Más adelante describiremos las formas geométricas de las moléculas. Dijimos que la molécula del agua es polar. Si los átomos en el agua estuvieran alineados, como los del dióxido de carbono, los dos dipolos O – H se contrarrestarían entre sí, y la molécula sería no polar. Sin embargo, el agua es un compuesto definidamente polar, y tiene estructura no lineal (o doblada) que forma un ángulo de 105° entre los dos enlaces O-H.

Transición del enlace covalente al iónico:

No existe un límite definido entre el enlace covalente y el enlace iónico. Si los átomos que se unen tienen la misma electronegatividad, presentan la misma capacidad para atraer al par de electrones que comparten y, en consecuencia, el enlace que establecen es covalente no polar (moléculas no polares). A medida que la diferencia de electronegatividad entre los átomos se incrementa, también va aumentando la polaridad del enlace (enlace covalente polar). Entonces la molécula es polar y parcialmente iónica.

Cuando la diferencia de electronegatividad es aún mayor, el par de electrones deja de estar compartido para ser captado exclusivamente por el elemento de mayor electronegatividad, formándose un anión y un catión. Estos se atraen por fuerzas electrostáticas y el enlace es iónico. A modo de ejemplo:

Enlace covalente coordinado (o dativo):

En algunos compuestos se observa otro tipo de enlace covalente, en el cual el par de electrones que comparten es aportado por uno sólo de los átomos.

Para comprender este tipo de enlace, procederemos a analizar el caso del azufre, que tiene la propiedad de formar tres óxidos: monóxido de azufre (SO), dióxido de azufre (SO2) y trióxido de azufre (SO3).

En el monóxido de azufre (SO), como el azufre y el oxígeno tienen seis electrones en su órbita externa, proceden a compartir dos pares de electrones para completar su octeto externo, formando un enlace covalente doble:

Como al azufre le quedan dos pares de electrones sin



compartir, puede utilizar uno de ellos para unirse a otro oxígeno, formándose el dióxido de azufre: Enlace covalente coordinado

En este compuesto se observan un enlace covalente doble y otro enlace covalente

coordinado (o dativo). Al azufre aún le queda un par de electrones libres que puede compartir con otro átomo

de oxígeno, formando el trióxido de azufre (SO3): Enlace covalente coordinado

En este caso hay un enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinados.

Todas las uniones en que se comparten electrones reciben el nombre de covalentes, pero cuando el par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos, se las distingue con la denominación de enlace covalente coordinado o dativo.

El átomo que aporta el par electrónico que se comparte se llama dador y el átomo que acepta compartirlo se denomina aceptor. Estructuras de Lewis complejas:

La mayor parte de las estructuras de Lewis proporciona imágenes de enlazamientos que son consistentes con el comportamiento experimental de la fuerza y la longitud del enlazamiento. Sin embargo, hay varias moléculas e iones poliatómicos para las que no hay estructura de Lewis que sea consistente con todas las características e informaciones de enlazamiento que se pueden escribir. Por ejemplo, veamos al ion nitrato, NO3

-. Para escribir una estructura de Lewis de este ion poliatómico seguiríamos nuestro método: Paso 1. La cantidad total de electrones de valencia es 24, cinco del átomo de nitrógeno y seis de cada átomo de oxígeno, más un electrón de la carga -1. Paso 2. Los tres átomos de O están enlazados a un átomo central de N. Escribimos la estructura del esqueleto y colocamos dos electrones entre cada par de átomos. Paso 3. Restamos de 24 los seis electrones que usamos en el paso 2 y obtenemos dieciocho electrones por colocar.

Paso 4. Distribuimos los dieciocho electrones alrededor de los átomos de N y O:



Paso 5. Todavía se necesita un par de electrones para que todos los átomos de N y O tengan estructura de gas noble. Recorremos el par de electrones no enlazados del átomo de N y lo colocamos entre el N y el átomo de O al que le falta el electrón, formando un enlace doble.

¿Son estructuras válidas de Lewis? Sí, de modo que en realidad hay tres estructuras posibles de Lewis para el NO3

-. Una molécula o ion que tiene varias estructuras correctas de Lewis presenta resonancia. A cada una de esas estructuras se le llama estructura de resonancia, o en resonancia. Sin embargo, nos ocuparemos de cómo elegir la estructura de resonancia correcta de una molécula o ion. Por consiguiente, cualquiera de las estructuras de resonancia posibles se puede emplear para representar al ion o la molécula.

Compuestos con iones poliatómicos: Un ion poliatómico es un grupo estable de átomos que tiene carga positiva o negativa y

que se comporta como una unidad en muchas reacciones químicas. El carbonato de sodio, Na2CO3, contiene dos iones sodio y un ion carbonato. El ion carbonato, CO3

2-, es un ion poliatómico formado por un átomo de carbono y tres átomos de oxígeno; tiene carga -2. Un átomo de carbono y tres de oxígeno tienen 22 electrones en total en su capa externa. El ion carbonato contiene 24 electrones en las capas externas y, por consiguiente, tiene la carga -2. En este caso, los dos electrones adicionales provienen de los dos átomos de sodio, que ahora son iones sodio:

El carbonato de sodio tiene enlaces iónicos y covalentes, a la vez. Los enlaces iónicos se forman entre cada uno de los iones sodio y el ion carbonato. Los enlaces covalentes están entre los átomos de carbono y oxígeno del ion carbonato. Una diferencia importante entre los enlaces iónicos y covalentes en este compuesto puede demostrarse al disolverlo en agua. Se disuelve en agua formando tres partículas cargadas: dos iones sodio y un ion carbonato, por cada unidad fórmula de Na2CO3:

El ion CO32- permanece como unidad, manteniéndose unido por enlaces covalente;

pero donde los enlaces son iónicos se lleva a cabo la disociación en iones. Sin embargo, no se debe pensar que los iones poliatómicos son tan estables que no se pueden alterar. Habrá



también reacciones químicas mediante las que los iones poliatómicos se pueden transformar en otras sustancias.

Propiedades de los compuestos covalentes:

Las sustancias que presentan enlace covalente manifiestan las siguientes propiedades: - Los puntos de fusión y ebullición son bajos (menos de 300°C) porque las fuerzas que

mantienen unidas entre sí a las moléculas generalmente son débiles. - Solubles en solventes orgánicos no polares, como éter, cloroformo, sulfuro de carbono, nafta,

etc. Generalmente insolubles en agua, aunque la solubilidad en ésta depende de la polaridad de la molécula. Cuanto mayor es la polaridad, mayor es la solubilidad en el agua.

- No conducen la corriente eléctrica pues carecen de iones. - Presentan estructura cristalina atómica o molecular. - Forman moléculas que sólo se mantienen unidas por fuerzas débiles, denominadas fuerzas

de Van der Waals.

Enlace metálico:

Esta forma de enlace se encuentra entre los átomos de los metales. Ya se ha señalado que los átomos de los metales tienen menos de cuatro electrones

en su última órbita y pueden perderlos con relativa facilidad, en cuyos casos se convierten en iones positivos (cationes). Por este motivo, se considera que una porción de metal está constituida por un conjunto de cationes, entre los cuales se mueven con bastante libertad los electrones, formando una “nube” o “mar de electrones”.

Propiedades de los metales:

Los metales se caracterizan por presentar propiedades tales como: - Brillo característico. Este brillo se debe a la movilidad de los electrones. La luz que incide

sobre un metal es absorbida por los electrones libres que se mueven rápidamente emitiendo energía radiante que se aprecia como brillo.

- Conductividad eléctrica. La corriente eléctrica es el desplazamiento de electrones, los cuales al llegar al metal repelen a los electrones externos de dicho metal por tener carga de igual signo y así permiten el paso de la electricidad.

- Maleabilidad y ductilidad. La facilidad con que pueden deslizarse unas capas sobre otras hace que sea muy fácil producir láminas delgadas o hilos metálicos.

4.5- GEOMETRÍA MOLECULAR

La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula, es decir, describe la conformación de la molécula en el espacio. La geometría de una

Fig. 4.7. - Electrones rodeando a los núcleos de sodio



molécula influye en las propiedades físicas y químicas, como son el punto de fusión, ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en las que puede participar. En general, la longitud y los ángulos de enlaces se deben determinar de manera experimental.

Sin embargo, existe un procedimiento sencillo que nos permite predecir la geometría de las moléculas o iones, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo que tomamos como central según la estructura de Lewis.

El fundamento de este enfoque es la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí (recordar que los electrones de valencia son los que generalmente están involucrados en el enlace).

En un enlace covalente, un par de electrones es el responsable de mantener a dos átomos juntos. Sin embargo, en una molécula poli atómica donde hay dos o mas enlaces entre el átomo central con los átomos que lo rodean, se produce una repulsión entre los electrones de los diferentes pares enlazantes, que hace que se mantengan lo mas alejados posible entre ellos. La geometría que al final adopta la molécula es aquella en donde la repulsión es mínima. Este enfoque particular, para estudiar la geometría molecular, se denomina Modelo de la Repulsión de los Pares electrónicos de la capa de valencia o Teoría de la Repulsión de los Pares electrónicos de Valencia (TRePeV), ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. 4.5.1. Reglas del modelo: 1° Un concepto práctico para utilizar en esta teoría es el de densidad electrónica. Definimos a una densidad o nube electrónica como:

- Un enlace covalente simple - Un enlace covalente doble - Un enlace covalente triple - Un enlace covalente dativo o coordinado - Un par de electrones no compartidos.

Vale la pena enfatizar que, tanto un enlace covalente triple (seis electrones compartidos) como un enlace covalente simple (dos electrones compartidos), son tomados como una sola densidad electrónica.

2° Las densidades electrónicas del átomo central adoptan la geometría necesaria para que las repulsiones sean mínimas.

3° Si una molécula tiene dos o mas estructuras resonantes, se puede aplicar el modelo a cualquiera de ellas.

4.5.2. Geometría de las moléculas según la repulsión entre pares de electrones:

La geometría molecular se puede definir analizando los pares de electrones compartidos o no, que se encuentran sobre el átomo central y por la relación entre el átomo central y el número de átomos que tenga unidos.

A continuación, describimos una tabla realizada en función del número de nubes electrónicas que rodean al átomo tomado como central. En la siguiente tabla se indican algunas de las geometrías más comunes, con ejemplos:

DENSIDADES electrónicas FÓRMULA GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO

2

AB2

CO2, C2H2(eteno)

BeCl2

3

AB3

BH3, SO32-

CO32-

Lineal α = 180°

Triangular plana α = 120°



3

AB2

SO2

4

AB4

CH4, CCl4 NH4

+

AB3

NH3, PH3 N3O+

AB2

H2O, H2S

4.5.3. Modelo de repulsión de par electrónico en la capa de valencia:

Las propiedades químicas de una sustancia están estrechamente relacionadas con la estructura de sus moléculas. Un cambio en un solo lugar, en una biomolécula gigantesca, puede ser la diferencia por la que presente determinada reacción o no. Para determinar los arreglos espaciales exactos de los átomos puede emplearse el análisis instrumental. Sin embargo, muchas veces sólo necesitamos poder predecir la estructura aproximada de una molécula. Se ha desarrollado un modelo relativamente sencillo que nos permite hacer predicciones de la forma, partiendo de estructuras de Lewis. El modelo de repulsión de par electrónico en capa de valencia, que desde ahora llamaremos “repulsión en capa de valencia”, se basa en la idea de que los pares de electrones se repelen eléctricamente entre sí, y buscan minimizar esta repulsión. Para lograr esta minimización, los pares de electrones deben acomodarse alrededor de un átomo central tan lejos de él como sea posible.

Estructura lineal: Veamos la molécula de BeCl2, que sólo tiene dos pares de electrones que rodean al átomo central. Estos electrones se acomodan a 180° entre sí, para que su separación sea máxima:

A esta estructura molecular la podemos llamar estructura lineal. Cuando sólo hay dos pares de electrones que rodean a un átomo, se deben colocar a 180° entre sí, y obtener de una manera una estructura lineal.

Estructura triangular plana:

¿Qué sucede cuando hay tres pares de electrones en el átomo central? Pensemos en la molécula de BF3. La separación máxima de pares electrónicos se presenta cuando los ángulos entre los átomos son de 120°.

Este arreglo de átomos es plano y recibe el nombre de

triangular plana. Cuando tres pares de electrones rodean a un átomo, deben colocarse formando ángulos de 120° entre sí, con lo que resulta la estructura trigonal plana.

Angular α < 120°

Tetraédrico α = 109°

Piramidal α = 107°

Angular α = 105°



Fig. 4.10. Metano (CH4)

Estructura tetraédrica: Ahora veamos el caso más común, el CH4, con cuatro pares de electrones en el átomo de carbono central. En este caso, el átomo central tiene una estructura electrónica de gas noble. ¿Qué arreglo minimizará las repulsiones entre los de electrones? A primera vista parece que lo obvio es elegir un ángulo de 90° entre todos los átomos, en un solo plano: Sin embargo, debemos considerar que las moléculas son tridimensionales. Con este concepto nos resulta una estructura en la que los pares de electrones están, en realidad, formando ángulos de 109,5°: En este diagrama, la línea en forma de cuña parece sobresalir de la página, mientras que la línea de puntos se aleja hacia abajo. En la figura siguiente vemos un ejemplo que muestra representaciones de este arreglo, que se llama estructura tetraédrica. Cuando un átomo está rodeado por cuatro pares de electrones, éstos se deben colocar formando ángulos de 109,5° entre sí, con lo que se obtiene la estructura de un tetraedro:

Estructura piramidal: El método de repulsión en capa de valencia se basa en la premisa de que estamos contando pares de electrones. Es muy posible que uno o más de ellos sean no enlazantes, o aislados. ¿Qué sucede en estos casos con la estructura molecular? Tomemos el ejemplo de la molécula de amoniaco. Primero trazamos la estructura de Lewis, para determinar la cantidad de pares de electrones alrededor del átomo central. Como hay cuatro pares de electrones, el arreglo de los electrones alrededor del átomo central será tetraédrico. Sin embargo, sólo tres de los pares están enlazados a otro átomo, de modo que la forma de la molécula misma es piramidal. Es importante comprender que la colocación de los pares de electrones determina la estructura, pero la forma de la molécula está determinada por la posición de los átomos mismos. Por consiguiente, el amoniaco tiene forma piramidal y no tetraédrica. Ver la figura 4.11.: Estructura angular: Ahora veamos el efecto de dos pares de electrones no enlazados en la molécula de agua. La estructura de Lewis para el agua es:

Los cuatro pares de electrones indican que es necesario un arreglo tetraédrico. La molécula no es tetraédrica porque dos de los pares de electrones son pares no enlazados. Los átomos de la molécula de agua forman una estructura “doblada”, como vemos en la figura siguiente. El modelo de repulsión en capa de valencia nos ayuda a explicar algunas de las propiedades exclusivas que tiene la molécula del agua. Como está doblada y no es lineal, podemos ver que es polar.



Las propiedades del agua que hacen que intervenga en tantos papeles, tan interesantes e importantes, son función, principalmente, de su forma y su polaridad. Ejercitación:

Realizar la estructura de Lewis y determinar la geometría molecular de acuerdo al TRePeV, indicando los ángulos de enlace aproximados. a) CCl4. b) BF3 c) AsH3 d) H2SO4 e) HNO2

f) N2O5 g) O3 h) OF2 i) C2H4 j) SiBr4

k) CS2 l) CCl3H 4.6- FUERZAS INTERMOLECULARES

Las consideraciones anteriores sobre enlaces químicos muestran que la estructura de los átomos determina el tipo de enlace que se establece para formar las moléculas, lo cual origina distintas estructuras moleculares.

Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas se producen entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen más o menos unidas entre sí a las moléculas, determinando las propiedades que caracterizan a las distintas sustancias.

Se sabe que existen cuatro tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras: las fuerzas de dispersión de London, dipolo-dipolo inducido, dipolo-dipolo y puentes de hidrógeno. Estas fuerzas también se denominan fuerzas de Van der Waals. Otro tipo de fuerza de atracción, la fuerza Ion-dipolo, es importante en las soluciones. Todas estas fuerzas son de naturaleza electrostática, es decir, implican atracciones entre especies positivas y negativas. Todas suelen tener una intensidad de menos del 15% de la de los enlaces covalentes o iónicos:

4.6.1. Fuerzas ion-dipolo: Existe una fuerza ion-dipolo entre un Ion y la carga parcial de un extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos; tienen un extremo positivo y uno negativo. Recordemos, por ejemplo, que el HCl es una molécula polar a causa de la diferencia de electronegatividad de los átomos de H y de Cl. Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga del Ion o la magnitud del momento dipolar. Las fuerzas ion- dipolo tienen especial importancia en las soluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, como una solución de NaCl en agua.

4.6.2. Fuerzas de dispersión de London: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente

un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al negativo de otra y viceversa).

Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. Su intensidad es proporcional al grado de polarización momentáneo que se produce en las moléculas.

En los gases inertes (He, Ne, Ar, etc.) las fuerzas de London se manifiestan a muy bajas temperaturas, ocasionando la licuación de dichos gases.



4.6.3. Fuerzas dipolo-dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar

próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.

Así el agua, cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar del oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido.

Esto hace que el oxígeno y el dióxido de carbono presenten cierta solubilidad en solventes polares como el agua.

4.6.4. Fuerzas dipolo-dipolo: Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se

produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. Estas fuerzas de atracción, llamadas dipolo-dipolo, se observan en las moléculas formadas por unión covalente polar, como el dióxido de azufre (SO2), sulfuro de hidrógeno (H2S), etc.

Entre las fuerzas dipolo-dipolo tiene particular importancia la unión puente de hidrógeno. 4.6.5. Puentes de hidrógeno:

En algunas sustancias que contienen hidrógeno, como el agua (H2O), fluoruro de hidrógeno (HF) y amoníaco (NH3) se observa unas fuertes interacciones entre sus moléculas, denominados puentes de hidrógeno.

Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H-F, H-O o H-N) y un par de electrones no compartido en un ion o átomo electronegativo pequeño cercano (usualmente un átomo F,O o N de otra molécula).

En el caso del HF las moléculas son covalentes polares, como consecuencia de la diferencia de electronegatividad que existe entre el hidrógeno y el flúor:

Esta polarización provoca la atracción de la zona positiva de una molécula con la zona negativa de otra:

De este modo el hidrógeno forma un puente entre dos

átomos de flúor y de allí proviene el nombre puente de hidrógeno. Así se forman cadenas moleculares de fluoruro de hidrógeno donde los átomos de hidrógeno vinculan entre sí a los átomos de flúor.

Las moléculas de agua también son dipolos a causa de la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno y pueden formar puentes de hidrógeno:

Como consecuencia de este tipo de atracción intermolecular, las moléculas de agua se

agrupan formando conglomerados de masa relativamente alta: (La representación es aproximada, dado que el enlace entre H en el agua es 104,5° y no 90° como está presentado en el gráfico)



El agua, al solidificarse, aumenta el número de sus puentes de hidrógeno, formando hexámeros en las tres dimensiones del espacio. Entones, el hielo tiene una estructura abierta y porosa, por lo cual la densidad sólida es menor que la del agua líquida. Esta propiedad es atípica, pues generalmente las sustancias tienen mayor densidad en estado sólido que en el líquido.

La interacción puente de hidrógeno, también explica que los puntos de fusión y de ebullición sean más altos que lo que puede predecirse de acuerdo con la masa molecular del agua. 4.7- COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE LOS COMPUESTOS La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. Sin embargo, suponer que se necesita verificar la pureza de un compuesto, para su uso en un experimento de laboratorio. A partir de la fórmula es posible calcular el porcentaje con que contribuye cada elemento a la masa total del compuesto. De esta manera, comparándolo con el resultado de la composición porcentual obtenida experimentalmente con la muestra, se determina la pureza de la misma. La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en un mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%. Matemáticamente, la composición porcentual se expresa como

Composición porcentual de un elemento = n x masa molar del elemento x 100% masa molar del compuesto

donde n es el número de moles del elemento en un mol del compuesto. Por ejemplo, en un mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de Hidrógeno y 2 moles de átomos de Oxígeno. Las masas molares de H2O2, H y O son 34 g, 1 g y 16 g respectivamente. En consecuencia, la composición porcentual de H2O2 se calcula como sigue:

%H = 2 x 1 g x 100% = 5,882% 34 g

%O = 2 x 16 g x 100% = 94,118% 34

La suma de los porcentajes es 5,882% + 94,118% = 100%. La pequeña diferencia con 100% que pudiera existir se debería al redondeo de las masas molares de los elementos. Si se hubiera utilizado para el cálculo la fórmula empírica HO, se habría escrito:

%H = 1 g x 100% = 5,88% 17 g %O = 16 g x 100% = 94,12% 17 g

Debido a que tanto la fórmula empírica como la molecular indican la composición del compuesto, no es sorprendente que se obtenga la misma composición porcentual en masa. Ejemplo: El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido que se utiliza en detergentes, fertilizantes, dentífricos y en bebidas gaseosas para “resaltar” el sabor. Calcular la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Rta: la masa molar del H3PO4 es 97,99 g/mol. En consecuencia, el porcentaje en masa de cada uno de los elementos en el H3PO4 es: %H = 3 (1 g) x 100% = 3,06%

98 g

%P = 31 g x 100% = 31,63% 98 g

%O = 4 (16 g) x 100% = 65,31% 98 g

La suma de los porcentajes es (3,06% + 31,63% + 65,31%) = 100%. Si hubiera una diferencia con el 100% se debe a la forma en que se redondeó. El procedimiento utilizado en el ejemplo anterior se puede invertir si es necesario. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto es posible determinar su fórmula



empírica. Debido a que se tienen porcentajes y la suma de todos ellos es 100%, es conveniente suponer que se empezó con 100 g de un compuesto. Con frecuencia los químicos desean conocer la masa real de un elemento en cierta masa de un compuesto. Gracias a que se puede calcular con facilidad la composición porcentual en masa de un elemento en una sustancia, dicho problema se puede resolver directamente.

Determinación de fórmulas moleculares:

La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmula empírica debido a que los subíndices en la fórmula se reducen siempre a los números enteros más pequeños. Para calcular la fórmula molecular, o real, se requiere conocer la masa molar aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. Conociendo que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica, la fórmula molecular se puede determinar en la forma que se presenta en el siguiente ejemplo. Ejemplo: Una muestra de un compuesto de nitrógeno (N) y oxígeno (O) contiene 1,52 g de N y 3,47 g de O. Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 g y 95 g. Determinar la fórmula molecular y la masa molar del compuesto. Rta: Solución: primero se determina la fórmula empírica del compuesto. Tomar nN y nO como el número de moles de nitrógeno y de oxígeno. Entonces

nN = 1,52 g N x 1 mol N = 0,108 mol N 14,01 g N

nO = 3,47 g O x 1 mol O = 0,271 mol O 16 g O

Así, la fórmula del compuesto es N0.108O0.217. Se dividen los subíndices entre el más pequeño, 0,108. Después de redondear, se obtiene NO2 como la fórmula empírica. La fórmula molecular debe ser igual que la fórmula empírica o un múltiplo entero de ella (por ejemplo, dos, tres, cuatro o más veces la fórmula empírica). La masa molar de la fórmula empírica, NO2, es

masa molar empírica = 14,01 g 2 (16 g) = 46,02 g A continuación se determina el número de unidades de NO2 presentes en la fórmula

molecular. Este número se encuentra a partir de la relación

masa molar = 95 g = 2,1 ≈ 2 masa molar empírica 46,02 g

Por lo tanto, la masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula empírica. En consecuencia, hay dos unidades NO2 en cada molécula del compuesto, y la fórmula molecular es (NO2)2 o N2O4. La masa molar del compuesto es 2(46,02 g) o 92,04 g, valor que está entre 90 g y 95 g. EN SÍNTESIS:

Enlace iónico o electrovalente: Cuando los átomos se enlazan tienen una diferencia de electronegatividad considerable (por lo menos 1,7). Se unen a través de la transferencia de electrones desde el elemento menos electronegativo hasta el más electronegativo. Así los átomos adquieren una carga eléctrica definida transformándose en iones. El átomo que cede electrones adquiere carga eléctrica positiva (+) convirtiéndose en catión y el átomo que gana electrones adquiere carga eléctrica negativa (-) convirtiéndose en anión. Los iones de distinto signo, se atraen estableciéndose la unión iónica o electrovalente. Ocurre generalmente entre metales y no metales. Ej. Enlace entre cloro y sodio para formar cloruro de sodio.

Enlace covalente: Cuando los átomos que se unen tienen una diferencia de electronegatividad baja (inferior a 1,7) los átomos no se transfieren electrones sino que los comparten para alcanzar la estructura electrónica del gas noble más próximo, lo cual les confiere estabilidad. Generalmente esto ocurre entre no metales (iguales o diferentes). Cuando el enlace se produce por compartir electrones se denomina unión o enlace covalente. En estos enlaces, se comparten los electrones de a pares. Cuando el par compartido esta formado por un electrón de cada átomo, el enlace se llama covalente normal. A su vez, este enlace puede ser simple, doble o triple según se comportan uno, dos o tres pares de electrones entre un par de átomos. Cuando se establecen enlaces covalentes, los átomos forman moléculas verdaderas.



Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen oscila entre 0,4 y 1,7; los pares de electrones no son atraídos con la misma intensidad por dichos átomos, desplazándose hacia el átomo más electronegativo. Así, el enlace covalente formado se denomina polar porque en la molécula se generan polos eléctricos por el desplazamiento de carga sin llegar a producirse una transferencia de electrones. Cuando los enlaces covalentes son polares, las moléculas pueden ser polares y así tener comparativamente mayores puntos de fusión y ebullición que las moléculas apolares, porque son mayores las fuerzas de atracción intermoleculares.

Enlace metálico: Es un tipo de unión interatómica que se da cuando los átomos metálicos liberan los electrones del ultimo nivel energético constituyéndose en cationes, que quedan fijos en una red y los mismos se encuentran insertos en una nube de electrones que tiene gran movilidad.

Enlace covalente dativo: Este se produce compartiendo electrones entre los átomos que se unen pero dichos electrones los aporta uno solo de los átomos; a este se le llama dador y al otro aceptor. Número de oxidación: Es un número que se establece por convención a los átomos, iones, sustancias en general a cualquier especie química. Generalmente se calcula el número de oxidación de un átomo como el número de electrones que pone en juego en un enlace químico. El signo será negativo para el más electronegativo y positivo para el menos electronegativo.

Regla del octeto: en las reacciones químicas los átomos tienden a adquirir la configuración electrónica de un gas noble debido a la gran estabilidad que esto representa. Si los electrones de la última capa son 1, 2, 3, el átomo presentará tendencia a cederlos transformándose en 1 catión con la configuración del gas noble anterior. Cuando un átomo posee en la capa más externa 5, 6 ,7 electrones le resulta más fácil ganar electrones formando aniones y tomando la configuración del gas noble posterior. Variaciones de electronegatividad:

ΔE > 1,7 Enlace Iónico. ΔE e/ 1,7 - 0,4 Enlace Covalente Polar. ΔE < 0,4 Enlace Covalente No Polar.

Interacciones intermoleculares: Son mucho más débiles que los enlaces (iónicos, covalentes, metálicos), son las que

determinan punto de fusión, ebullición, densidad, etc. - Interacciones dipolo-dipolo inducido: una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.

- Dipolo- dipolo: es la fuerza de atracción entre enlaces covalentes polares. Ocurre cuando la parte negativa atrae la parte positiva de la molécula vecina; no son enlaces, son fuerzas de atracción.

- Interacción puente de hidrógeno: dentro de las intermoleculares son interacciones muy fuertes. Se dan entre moléculas covalente polares que contiene hidrógeno y un átomo muy pequeños de gran electronegatividad. Ej.: H2O, HF, etc.



Guía de aplicación N° 5

Enlaces químicos (Estructura de Lewis y Geometría molecular) 1- Completar los espacios punteados: a) El enlace iónico se produce entre un elemento de bajo potencial de ionización y otro de..................................................................................................................................................... b) En el enlace covalente los átomos.............................................................................................. c) La electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para.............................................. d) Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor de 1,7 el enlace es..................................................................................................................................................... e) Cuando el par de electrones es aportado por uno sólo de los átomos, el enlace es..................................................................................................................................................... f) La tendencia a perder electrones es fundamentalmente una propiedad de los elementos........................................................................................................................................ g) Los iones se forman cuando un......................gana, o pierde......................, nunca hay cambio en el................................................................................................................................................. h) La tendencia a ganar electrones es una propiedad fundamental de los elementos........................................................................................................................................ i) Entre un átomo de un no metal y el oxígeno se establece fácilmente un enlace o unión................................................................................................................................................ j) Un metal se combina con el oxígeno para dar compuestos predominantemente ………………………........................................................................................................................ k) Dos elementos con valores de electronegatividad iguales o muy próximos tienden a formar entre sí enlaces de tipo................................................................................................................... 2- De acuerdo con la regla del octeto escribir las fórmulas electrónicas y estructurales de: a) CH4 b) CO2 c) PCl3 e) HNO3 d) (CO3)-2

e) COCl2 f) CNH g) NH3 3- Escribir las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos: a) K 1+__ F 1- b) Ba 2+___ Cl 1- c) Al3+__S2-

4- Dibujar las estructuras de Lewis del ión nitrato. 5- Ordenar los siguientes compuestos según el orden creciente del carácter iónico de sus enlaces: NaCl, KF, MgF2, HI, CaS, CsF. 6- Analizando los valores de electronegatividad de los elementos, indicar si los siguientes compuestos son iónicos o covalentes indicar si son polares o no polares: a) Fluoruro de aluminio b) Bromuro de sodio c) Oxido de Zinc. d) Monóxido de carbono. e) Nitrógeno molecular. f) Oxido de sodio. g) Oxido de azufre VI. h) Hidrógeno molecular. 7- Dos elementos X e Y tienen en sus átomos neutros 2 y 6 electrones de valencia respectiva, ¿cuál será la fórmula molecular del compuesto iónico binario? 8- Determinar los números de oxidación de cada uno de los elementos que forman los siguientes compuestos: H2S, Sb2O3, FeO, Ca(NO3)2, H2O, H2SO4, I2, K2Cr2O7, CaBr2, H2CO3, AgCl. 9- Sabiendo que el oxígeno y el azufre pertenecen al grupo VI y el hidrógeno al grupo I, escribir las estructuras de Lewis de: a) Óxido de azufre (VI) b) Óxido de azufre (IV) c) Ácido sulfúrico d) Agua e) Sulfuro de hidrógeno

Indicar si los enlaces son iónicos o covalentes. Si son covalentes, indicar el tipo de enlace (simple, doble o triple) 10- Decir si las siguientes premisas son verdaderas o falsas, y en este caso reemplazar la palabra subrayada por otra que convierta la frase en verdadera: a) Los compuestos iónicos se caracterizan por tener alto punto de fusión y por ser solubles en agua………………………………………………………………………………………………………….



b) Dado un elemento A de electronegatividad 3,5 y otro elemento B de electronegatividad 2,5, el compuesto formado entre A y B predominantemente iónico. …………………………………….. c) Los elementos del grupo IIA tienen tendencia a ganar electrones para adquirir la estructura electrónica del gas noble posterior en la tabla periódica. …………………………………………… d) El Cl4C por ser un compuesto covalente se caracteriza por ser un buen conductor de la corriente eléctrica. ………………………………………………………………………………………… e) Entre un metal alcalino y un halógeno se forma fácilmente un enlace covalente. …………… f) En el SO2 el oxígeno aporta uno de los pares electrónicos compartidos con el azufre, formándose así un enlace covalente coordinado o dativo. ………………………………………… g) Las sustancias N2, CO2, SO3, y O2 son líquidas a temperatura ambiente. ……………………… h) Los elementos de los grupos VIA y VIIA son más electropositivos que los metales alcalinos. ………………………………………………………………………………………………………………. i) Las interacciones intermoleculares son más fuertes que los enlaces covalentes. ……………… 11- ¿Cuál o cuáles de las siguientes sustancias presentan bajos puntos de ebullición? CH4 NaCl NH3 O2 KF HI Cl2O Li2O Indicar que tipo de enlace presenta cada una. 12- Un elemento X se combina químicamente con los elementos Y y Z dando los compuestos XY2 y X2Z. El primer compuesto tiene alto punto de fusión y conduce la corriente eléctrica al estado fundido; el segundo compuesto no presente ninguna de estas propiedades. Sabiendo que X pertenece al grupo VIA, que tiene ocho neutrones y que Z tiene dos protones menos que X; indique cuál o cuáles de las premisas es/son correcta/s: a) El compuesto XY2 es covalente……. b) ZX2 tendrá bajo punto de ebullición. ……. c) Y es un metal. ……. d) X es menos electronegativo que Y.……. e) Sabiendo que el compuesto ZX2 cumple la regla del octeto, su estructura de Lewis es: X = Z = X (dos enlaces covalentes dobles) ……. f) X puede combinarse consigo mismo. ……. g) La estructura de Lewis de XY2 es: [ X ]2- 2 [ Y ]1+……. h) El número de oxidación de Y es 2+….… i) El anión bivalente formado por X forma con el catión hidrógeno un compuesto capaz de formar interacciones puente de hidrógeno. ……. 13- Un átomo de un elemento A se combina químicamente con dos átomos de un elemento B cuya estructura electrónica es 1s1. Si la electronegatividad de A = 3,5 y la de B = 2,1. Marcar la/s premisa/s incorrecta/s: a) La fórmula del compuesto formado por A y B es AB2. b) El compuesto presenta alto punto de fusión. c) El compuesto es capaz de formar uniones puente hidrógeno y dipolo- dipolo. d) La polaridad del enlace A - B es mayor que la polaridad del enlace A - X (X= halógeno). e) El número de oxidación de B es -1 y el de A es +2. f) B es el Hidrógeno y A es el Oxígeno. 14- Hallar la composición centesimal de: a) MgO b). Fe2O3 c) KHSO4 d) Al2(SO4)3.18 H2O. 15- Relacionar mediante una flecha el ítem de la izquierda con el que le corresponda de la derecha: Unión entre no metales - - Enlace iónico Unión entre metales - - Enlace covalente Unión entre metales y no metales - - Enlace metálico 16- En las siguientes representaciones, indicar sobre la línea de puntos el tipo de enlace químico que presentan:

::::::..

..

2 ..

..

..

..

..

..

..

..

..

..2 Cl Cl : ClOCl : O : Mg

−+

⎥⎥⎦

⎤

⎢⎢⎣

⎡

O



:..

..Cl : H

17- Marcar con una X la respuesta correcta: I. El enlace iónico se produce entre un elemento de bajo potencial de ionización y otro

de: a) Baja afinidad electrónica b) baja electronegatividad c) bajo potencial de ionización d) elevada afinidad electrónica

II. En el enlace covalente los átomos: a) Comparten electrones b) ceden electrones c) transfieren electrones d) ganan electrones

III. La electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para: a) repeler electrones b) compartir electrones c) atraer electrones d) transferir electrones

IV. Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor de 1,7 el enlace es:

a) Iónico b) covalente polar c) covalente no polar d) covalente coordinado

V. Cuando el par de electrones compartidos es aportado por uno sólo de los átomos el enlace es:

a) Iónico b) covalente polar c) covalente no polar d) covalente coordinado 18- Utilizar la tabla de electronegatividades para ordenar por polaridad creciente los siguientes compuestos: HCl – NH3 – AlCl3 – LiF – Br2 – SO2 19- Las siguientes cuestiones se refieren a interacciones intermoleculares. Marcar con una X la respuesta correcta:

I. Las interacciones de Van der Waals que producen una mayor atracción entre las moléculas son:

a) fuerzas de London b) fuerzas dipolo-dipolo inducido c) fuerzas dipolo-dipolo

II. Las fuerzas de London se manifiestan en el caso de que dos moléculas sean: a) Polares b) una polar y otra no polar c) no polares

III. El CO2 se disuelve en agua por la acción de: a) fuerzas de London b) fuerzas dipolo-dipolo inducido c) fuerzas dipolo-dipolo d) puente de hidrógeno

IV. A pesar de su baja masa molecular, el agua es líquida a 20°C por las: a) fuerzas de London b) fuerzas dipolo-dipolo inducido c) fuerzas dipolo-dipolo d) puente de hidrógeno 20- Analizar la siguiente representación y luego, responder.

Cl : Cl : Mg-..

..

..

..2

⎥⎥⎦

⎤

⎢⎢⎣

⎡

⎥⎥⎦

⎤

⎢⎢⎣

⎡ −+ ::

a) ¿A qué tipo de enlace corresponde? Justificar: b) Explicar cómo se realiza este enlace. 21- Leer atentamente las siguientes cuestiones, reflexionar y luego responder: a) ¿Cuál es la diferencia esencial entre el enlace iónico y el covalente? b) ¿Por qué los átomos que tienen igual electronegatividad dan moléculas no polares? c) ¿Cuándo una molécula es polar? d) ¿Por qué no hay un límite definido entre el enlace covalente y el enlace iónico? e) ¿Por qué los compuestos iónicos deben estar fundidos o en solución para conducir la corriente eléctrica? f) ¿En qué se distingue el enlace metálico del resto de los enlaces químicos? g) ¿Cuáles son las principales consecuencias del puente de hidrógeno en las propiedades del agua? 22- Analizar el siguiente enlace covalente y, luego, responder: a) ¿Cuál de los dos átomos es electronegativo? Justificar:



b) ¿Por qué es un enlace covalente polar? 23- En la Tabla Periódica, indicar cómo varía la electronegatividad dentro de cada: a) grupo: b) período: 24- Leer el listado de propiedades que damos seguidamente y colocar en el paréntesis la letra (A o B) que corresponda: A. Compuestos iónicos; B. Compuestos covalentes a- ( ) Solubles en agua e- ( ) Punto de ebullición alto b- ( ) Punto de fusión bajo f- ( ) Solubles en nafta c- ( ) No conducen la electricidad g- ( ) Estructura cristalina iónica d- ( ) Son electrólitos 25- Explicar cómo es el enlace metálico. 26- Nombrar las interacciones intermoleculares que conoce. 27- ¿Por qué se produce la interacción puente de hidrógeno en el agua? 28- Teniendo en cuenta el elemento que se encuentra en el Grupo 2 y Período 3 de la Tabla Periódica, responder: a) ¿Cuál es su carga nuclear? b) ¿Cuántos neutrones tiene el isótopo de número másico 25? c) ¿Cómo es su configuración electrónica? d) ¿Es metal o no metal? ¿Por qué? e) ¿Es más o menos electronegativo que el azufre? ¿Por qué? f) ¿Qué tipo de enlace presenta al unirse con el azufre? ¿Por qué? g) ¿Qué otros elementos de la Tabla Periódica tienen propiedades semejantes a él? ¿Por

qué? 29- En base a la información que le suministra la Tabla Periódica sobre el elemento cloro, señalar: a) ¿Cuántos electrones, protones y neutrones tiene? b) Dibujar su estructura según Bohr. c) Representar la distribución de los electrones orbitales. d) Decir si tiene tendencia a dar anión o catión. Justificar. e) Indicar si es más o menos electronegativo que el F. Justificar. f) Señalar con qué tipo de enlace se une al hidrógeno. Justificar. g) Representar según Lewis, el compuesto del inciso anterior. h) Señalar cuáles son las propiedades que presenta este compuesto de acuerdo con el tipo de

enlace. 30- Escribir la fórmula de Lewis para los siguientes elementos: a) Be b) O c) F d) Li 31- De acuerdo con la regla del octeto, escribir las fórmulas electrónicas y estructurales de: a) CH4 b) H2S c) NH3 (amoníaco) 32- Representar mediante diagramas de Lewis el enlace múltiple en las moléculas de: a) fosgeno, COCl2 b) ácido cianhídrico, HCN c) dióxido de carbono, CO2 33- Utilizando la tabla periódica deducir qué tipo de enlace se presenta entre el bromo y el calcio. Indicar los enlaces que se forman y cuál es la fórmula del compuesto. Deducir el valor de la valencia para ambos elementos. 34- En el compuesto H2S (Sulfuro de hidrógeno), justificar la fórmula del compuesto y el valor de la valencia para ambos elementos. 35- Representar la estructura electrónica de una molécula no polar. 36- Para el compuesto Cl2O3 (trióxido de dicloro): escribir su estructura electrónica, indicar los distintos tipos de enlaces y justificar el valor de la valencia para ambos elementos. 37- Utilizando la tabla de electronegatividades, indicar que tipo de enlaces se establecen en los siguientes compuestos:



a) Óxido de potasio (K2O) b) Amoníaco (NH3) c) Hidruro de fósforo (PH3) d) Fluoruro de magnesio (MgF2) e) Monóxido de dicloro (Cl2O) f) Óxido de calcio (CaO) 38- Consultando la tabla de electronegatividades, arreglar los siguientes enlaces en orden de polaridad decreciente: B – Cl, Ba – Cl, Be – Cl, Cl – Cl. 39- Indicar los enlaces químicos que se originan cuando: (Utilizar la tabla periódica.) a) Se unen dos átomos de cloro para formar una molécula. b) El Na (sodio) se combina con el O (oxígeno). 40- Dadas las siguientes sustancias: HF / PH3 / LiCl / Br2 / N2O3 / K2S ordenarlas por su carácter iónico, en sentido creciente. Utilizando la tabla de electronegatividades. 41- Justificar las propiedades características de los metales en base al enlace metálico. 42- Explicar por qué el agua tiene un punto de ebullición elevado con relación a su masa molecular. 43- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes ácidos: a) ácido sulfuroso (H2SO3) b) ácido carbónico (H2CO3) c) ácido sulfúrico (H2SO4) d) ácido nítrico (HNO3) e) ácido nitroso (HNO2) f) ácido hipocloroso (HClO) g) ácido cloroso (HClO2) h) ácido clórico (HClO3) i) ácido perclórico (HClO4) 44-Escribir las estructuras de Lewis de las siguientes sales: a) nitrato de sodio (NaNO3) b) sulfito cúprico (CuSO3) c) sulfato cúprico (CuSO4) d) carbonato de calcio (CaCO3) e) nitrato de plata (AgNO3) f) hipoclorito de sodio (NaClO) g) sulfato ferroso (FeSO4) h) sulfato férrico (Fe2(SO4)3) i) perclorato de potasio (KClO4) Respuestas de la guía de aplicación N°5: entrar a www.ramonnet.com.ar

Problemas de fórmula empírica y fórmula molecular: 1- Calcular la fórmula empírica y molecular de una sustancia cuya composición centesimal es C: 62,07 % H: 13,8 % N: 24,14 %. El peso de un mol es 116 g. 2- Calcular la fórmula empírica y molecular de una sustancia cuya composición centesimal es C: 42,3 % H: 3,5 % N: 16,5 % Si el peso de un mol es 255 g. 3- El peso molecular absoluto de un compuesto formado por carbono, hidrógeno y cloro que tiene 24,72 % de C y 2,06 % de H, es 2,411 x 10-22 g. Calcular su fórmula empírica y molecular. 4- La composición centesimal de una sustancia orgánica es C = 65,45 %; H = 5.45 % y O = 29,20 %. Calcular las fórmulas empírica y molecular sabiendo que 5,48 x 1022 moléculas de dicha sustancia pesan 10 g. 5- Un hidrocarburo tiene 82,76 % C y el resto de hidrógeno. Sabiendo que 116,22 g. del mismo ocupan en CNTP 44,8 litros. Calcular sus fórmulas empírica y molecular. 6- Dada la composición centesimal de un hidrocarburo (C: 92,3 %; H: 7,7 %) y, sabiendo que su densidad en CNTP es 2,3 g/l. Calcular sus fórmulas empírica y molecular. 7- 0,60 g. de una sustancia orgánica contiene 0,48 g. de C y el resto de H. Su densidad en CNTP es de 1,34 g/l. Calcular las fórmulas empírica y molecular. 8- Una muestra de sustancia de 0,18 moles contiene 1,08 átomos-gramos de O; 2,18 g. de H y 6,5 x 1023 átomos de C. Calcular la fórmula molecular. 9- Un compuesto X contiene 63,3% de manganeso y 36,7% de oxígeno en masa. Cuando X es calentado desprende oxígeno gaseoso y se obtiene un nuevo compuesto Y que contiene



72,0% de manganeso y 28,0% de oxígeno. Determina la fórmula empírica de X y de Y. 10- La nicotina constituyente tóxico del tabaco, tiene un peso molecular de 162,2 y la siguiente composición porcentual: C= 74,07%; N= 17,28%; H= 8,65%. Determinar la fórmula empírica y molecular de la nicotina. 11- Sabiendo que la fórmula molecular del sulfato cúprico pentahidratado es: CuSO4.5H2O. Calcular qué cantidad de dicha sal es necesaria para obtener 250 gramos de sulfato de cobre anhidro. 12- Cuando se oxidan en el aire 12,12 gramos de vapor de zinc, se obtienen 15,084 gramos de óxido de zinc, ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? 13- Calcular la composición en porcentaje del Hg2CrO4. 14- ¿Cuántos gramos de óxido de zinc se necesitan para obtener 200 gramos de zinc? 15- Una muestra de almidón se molió en un molino de bolas para dar una molécula semejante a la del almidón pero de menor peso molecular. El producto dio al analizarlo 0,086 % en peso de fósforo. Si se supone que cada molécula contiene un átomo de fósforo ¿Cuál es la masa molecular de la sustancia? 16- Cuando 10 g de Hg reaccionan con suficiente Bromo, se forman 18 g de un compuesto puro: (Ar (Hg) = 200,6; Ar (Br) = 80) a) Calcular la composición en porcentaje, b) Determinar la fórmula del compuesto.

17- ¿Cuál es la composición en porcentaje del pirofosfato de calcio (Ca2P2O7)? (PM (Ca2P2O7)= 254) 18- ¿Cuál es el porcentaje de agua en el CaCl2.6 H2O? 19- Una muestra de 26,26 g de Mg se calienta en el aire y se combina con 17,29 g de O2. El óxido resultante pesa 43,55 g. Determinar la fórmula empírica del óxido. 20- Deducir la fórmula empírica de un compuesto cuyo análisis dio la siguiente composición: Fe = 77,7%; O = 22,3%. 21- Se halló por análisis químico de la hemoglobina que contenía 0,335% de hierro. a) Si la molécula de hemoglobina contiene un átomo de hierro ¿Cuál es su masa molecular? b) Si contiene 4 átomos de Fe, ¿Cuál es su masa molecular? 22- Al quemar 2,71 gramos de carbono con oxígeno, se forman 9,937 gramos de un óxido gaseoso de este elemento. En condiciones normales de presión y temperatura un litro de éste óxido pesa 1,9768 gramos. Hallar la fórmula molecular del óxido. 23- Marcar con una X la opción correcta. Al analizar una sal de hierro se encontró que en 2,36 gramos de la misma había 1,11.1022 átomos del metal. La fórmula de la sal analizada es: ............... Fe SO4 ............. Fe Cl3 ............... FeS ............ Fe Cl2 ............... Fe(NO3)2 24- Un cloruro de platino al calentarse se descompone en cloro gaseoso y platino sólido. Al descomponerse 1,285 gramos del compuesto dejan un residuo sólido de 0,7275 gramos. Hallar la fórmula molecular del compuesto. 25- La estructura de un compuesto formado por nitrógeno y oxígeno es tal que se necesitan 5,6 gramos de oxígeno por cada 4,186.1023 átomos de nitrógeno. Sabiendo que 100 moléculas del compuesto pesan 1,527.10-20 gramos: a) Hallar su fórmula molecular. b) Sabiendo que su estructura presenta los nitrógenos unidos entre sí, escribir la estructura de Lewis y la fórmula estructural de este compuesto. ¿Cumple con la regla del octeto? c) ¿Qué tipo de enlaces químicos presenta?



26- Dada la siguiente situación problemática, marca la respuesta correcta.

La estructura de un compuesto formado por cloro y oxígeno es tal que se necesitan 5,6 gramos de oxígeno por cada 5 gramos de cloro. Una molécula de dicha sustancia posee una masa de 2,5.10-22 gramos. La fórmula molecular de la sustancia será: a) Cl2O b) Cl2O7 c) Cl2O3 d) ClO2 e) Cl2O5 f) Ninguna de las anteriores. 27- Determinar la fórmula molecular de un compuesto cuyo masa molecular es 168 y su composición centesimal es H= 2,4%; C= 42,8%; N=16,7% y el resto oxígeno. 28- La composición centesimal de un alimento es: proteína 30%, hidratos de carbono 50%, lípidos 5%, cenizas 0,5%, y agua 14,5%. Si usted consume 70 gramos de dicho alimento, ¿Qué cantidad de proteínas y lípidos ingirió? 29- La composición centesimal de un medicamento es: droga A 20%, excipientes 45%. a) ¿Qué cantidad diaria de medicamento debe suministrarse a un paciente, si la dosis indicada de droga A es de 0,5 g/día? b) ¿Qué cantidad de droga B es suministrada en esa dosis? Respuestas a los problemas de fórmula empírica y fórmula molecular: entrar a www.ramonnet.com.ar

Problemas adicionales a la guía de aplicación N° 5:

30- Un mineral sulfurado contiene un 45,4% de Zn. Calcular el porcentaje expresado como ZnS. Datos: Ar (Zn) = 65,4; M (ZnS) = 97,5.

31- Un mineral de hierro contiene un 36% de Fe3O4. ¿Cuántas toneladas de mineral se deben procesar para obtener una tonelada de hierro metálico, si se recupera el 80%? Datos: Ar (Fe) = 55,8; M (Fe3O4) = 231,4

32- ¿Qué porcentaje de cloro contiene una mezcla a partes iguales de KCl y NaClO3? Datos: Ar (Cl) = 35,5; M (KCl) = 74,6; M (NaClO3) = 106,5

33- ¿Qué cantidad de Na2O y N2O3 se podrían obtener a partir de 2,5 kg de nitrato de Chile con un 95% de NaNO3? Datos: M (Na2O) = 62; M (N2O3) = 76

34- Una moneda de plata que pesa 8,12 g se disuelve en ácido nítrico. Se agrega NaCl a la disolución con lo que toda la plata precipita como 10,14 g de AgCl. Calcular el porcentaje de plata de la moneda. Datos: Ar (Ag) = 107,9; M (AgCl) = 143,3

35- Una muestra de bromuro de potasio y bromuro de sodio que pesaba 0,560 g fue tratada con nitrato de plata acuoso hasta que todo el bromuro fue recuperado como 0,970 g de bromuro de plata puro. ¿Cuál es la fracción de bromuro de potasio en peso en la muestra original? Datos: M (NaBr) = 102,9; M (KBr) = 119; M (AgBr) = 187,8

36- Calcular la cantidad de blenda con un 62,5% de sulfuro de cinc que hace falta para obtener 1,5 toneladas de ácido sulfúrico del 87,6%, sabiendo que la pérdida de dióxido de azufre en el proceso de tostación es de un 6%. Datos: M (H2SO4) = 98; M (ZnS) = 97,5

37- Una aleación metálica está constituida por cobre y cinc. En el análisis de la misma 0,832 g de muestra dan 0,673 g de sulfocianuro de cobre (I) y 0,480 g de pirofosfato de cinc. Calcular el contenido el contenido de cobre y cinc en dicha aleación. Datos: M (CuSCN) = 121,6; M (Cu) = 63,6; M (Zn2P2O7) = 304,8

38- A fin de determinar el contenido en azufre de uno de sus minerales, se tratan 0,209 g del mismo con ácido nítrico concentrado. El ácido sulfúrico formado se precipita con cloruro de bario obteniéndose 0,375 g de sulfato de bario. ¿Qué porcentaje de azufre contiene el mineral? Datos: M (BaSO4) = 233

39- Se necesitan preparar 25 kg de disolución de amoníaco con un 35% de NH3. ¿Qué cantidad de sulfato de amonio se debe tomar para ello? Datos: M (NH3) = 17; M [(NH4)2SO4] = 132



40- El cianuro de potasio se puede obtener calentando ferrocianuro de potasio, K4Fe(CN)6. Calcular la cantidad que se obtendría partiendo de 1,5 toneladas de ferrocianuro, suponiendo un rendimiento del 80%. Datos: M (KCN) = 65,1; M [K4Fe(CN)6] = 368,2 41- 1,63 g de un óxido de cromo contiene 1,12 g de cromo. Establecer la fórmula empírica del óxido. Datos: Ar (Cr) = 52; Ar (O) = 16

42- Ocho gramos de una sal doble se calientan con los que se desprenden 3,46 g de sal, quedando un residuo de 1,40 g de sulfato de potasio, siendo el resto sulfato de cromo (II). ¿Cuál es la fórmula de dicha sal doble? Datos: M (H2O) = 18; M (K2SO4) = 174,2; M [Cr2(SO4)3] = 392

43- Una muestra de un óxido de hierro que pesaba 1,60 g fue calentada en corriente de hidrógeno hasta que fue totalmente convertida en 1,12 g de hierro metálico. ¿Cuál es la fórmula empírica de dicho óxido de hierro? Datos: Ar (Fe) = 55,8; Ar (O) = 16.

44- Un óxido de antimonio contiene 24,73% de oxígeno. Calcular la fórmula empírica del óxido. Datos: Ar (Sb) = 121,75; Ar (O) = 16.

45- Establecer la fórmula empírica del compuesto cuya composición centesimal es: 28,25% de potasio; 25,64% de cloro; 46,11% de oxígeno. Datos: Ar (K) = 39,1; Ar (Cl) = 35,5; Ar (O) = 16.

46- El óxido de titanio (IV) se calienta en corriente de hidrógeno perdiendo algo de oxígeno. Si después de calentar 1,598 g de TiO2 el peso se reduce en 0,1600 g. ¿Cuál es la fórmula del producto final? Datos: Ar (Ti) = 47,90; Ar (O) = 16.

47- Un óxido de bario de fórmula desconocida dio, después de un tratamiento controlado, 5 g de BaO puro y 366 cm3 de oxígeno medidos a 273 K y 1 atm de presión (CNTP). ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido desconocido? ¿Qué peso inicial del mismo fue sometido a calentamiento? Datos: Ar (Ba) = 137,4; M (BaO) = 153,4; Ar (O) = 16.

48- Una muestra de 0,695 g de sulfato de cobre (II) hidratado se somete a calentamiento a fin de eliminar el agua. Una vez enfriado el residuo se pesa resultando ser de 0,445 g. Determinar la fórmula del hidrato. Datos: Ar (Cu) = 63,5; Ar (S) = 32; Ar (O) = 16; Ar (H) = 1; M (CuSO4) = 159,5.

49- ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto orgánico formado por carbono, hidrógeno y oxígeno, que por combustión completa de 0,4080 g dió 0,5984 g de dióxido de carbono y 0,2448 g de agua? Datos: Ar (C) = 12; Ar (O) = 16; Ar (H) = 1.

50- Por descomposición completa de 0,2018 g de sal de plata de un ácido dibásico orgánico se obtuvieron 0,1073 g de plata. ¿Cuál es el peso molecular del ácido? Datos: M(C) = 12; M(O) = 16; M(H) = 1; M(Ag) = 107,8.

51- Una muestra de hidracina contiene 12,5% de H y 87,5% de N. ¿Cuál es la fórmula mínima?. Si Mr = 32,0, ¿cuál es la fórmula molecular? ArN = 1,0; ArH = 1,0.

52- Dadas las composiciones centesimales, hallar las fórmulas mínimas (empíricas) y moleculares de los compuestos: a) C = 40,00%; H = 6,66%; O = 53,33%.

Datos: M = 60,0; ArC = 12,0; ArH = 1,0; ArO = 16 b) I = 59,34%; O = 22,42%; K = 18,22%. Datos: M = 214; ArI = 127; ArK = 39,1; ArO = 16.

53- Una muestra de un óxido de hierro que tenía una masa de 1,60 g fue calentada en una corriente de hidrógeno, obteniéndose 1,12 g de Fe metálico. ¿Cuál es la fórmula mínima del óxido de Fe? ArFe = 56; ArO = 16.

54- Un compuesto está formado por S, O y Ca. Si 13,6 g del compuesto tienen 4,0 g de Ca, mientras que 68 g de la misma sustancia tienen 16 g de S, ¿cuál es la fórmula mínima? ArS = 32; ArO = 16; ArCa = 40.

55- Hallar la fórmula molecular de un compuesto que contiene 92,3% de C y 7,7% de H si 2,2g de su vapor ocupan 628 cm3 en CNPT. ArC = 12; ArH = 1,0.



56- Una sustancia gaseosa está formada por 48 g de carbono y 12 g de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula mínima? Si la densidad del gas es 1,34 g dm-3 en CNPT, ¿cuál es su fórmula molecular? ArC = 12; ArH = 1,0.

57- Un compuesto orgánico conteniendo C, H y O fue analizado y se encontró que 2,734 g dieron por combustión 6,004 g de CO2 y 3,280 g de H2O. Averiguar su fórmula mínima. ArH=1,0; ArC = 12; ArO = 16.

58- Un compuesto que contiene solamente C e H dio por análisis C = 82,66%; H = 17,34%. Su densidad de vapor es 0,2308 g dm-3 a 30°C y 75 mm Hg. Determinar su masa molecular relativa y su fórmula molecular. ArC = 12; ArH = 1,0.

59- Una muestra de 15 g de una sal Na2SO4 x H2O contenía 7,05 g de agua. Determinar la fórmula de la sal. ArS = 32; ArH = 1,0; ArO = 16; ArNa = 23.

60- Un compuesto orgánico que contenía sólo H y C fue quemado en corriente de O2, encontrándose que 0,210 g daban 0,660 g de CO2. La densidad del vapor de este compuesto es de 1,87g dm-3 a 273 K y 1 atm. ¿Cuál es su fórmula molecular? ArC = 12; ArH = 1,0; ArO = 16.

61- A partir de 90 mg de un compuesto orgánico oxigenado se obtuvo por combustión 132 mg de CO2 y 54 mg de H2O. Sabiendo que la molécula de dicha sustancia tiene 12 átomos, calcular su fórmula molecular. Respuestas a los problemas adicionales a la guía de aplicación Nº 5: entrar a www.ramonnet.com.ar

Problemas de gases cuando no están en CNTP: 62- ¿Cuál es el volumen molar del agua en cada una de las siguientes condiciones?: a) estado sólido, a 0°C, d = 0,915 g cm-3 b) estado líquido, a 4°C, d = 1,000 g cm-3 c) estado gaseoso, a 100°C y 1 atm, d = 5,88.10-4 g cm-3

63- Para cada una de las siguientes afirmaciones, indicar si es correcta o no. Justificar. a) En ½ mol de moléculas de oxígeno hay igual número de moléculas que en 11,2 dm3 de

amoníaco gaseoso en CNTP. b) En 11,2 dm3 de gas ideal hay 3,01.1023 moléculas. c) Un mol de un gas ideal a 1520 mm Hg y 273°C ocupa un volumen de 22,4 dm3. d) La masa de 1,1 moles de amoníaco (NH3) es mayor que la de 33,6 dm3 de la misma

sustancia en estado gaseoso en CNPT. e) Un mol de gas ocupa un volumen de 22,4 dm3 únicamente cuando se encuentra en CNPT. f) Volúmenes molares de gases distintos, en diferentes condiciones de presión y temperatura,

contienen igual número de moléculas. ArN = 14; ArH = 1,0.

64- Un compuesto orgánico oxigenado se quema y a partir de 5,8 g del mismo se obtienen 6,72 dm3 de CO2, medidos en CNPT y una cantidad de H2O que contiene 1,806.1023 átomos de oxígeno. Luego se toma un cilindro vacío de 10 kg de masa y 10 dm3 de volumen y se llena con el compuesto en estado gaseoso, a 400 K y 1 atm de presión. El cilindro lleno tiene una masa de 10,03537 kg. Calcular: a) Fórmula mínima del compuesto. b) Masa molecular relativa. c) Fórmula molecular.

65- Una muestra de 0,596 g de un compuesto que contiene boro e hidrógeno ocupa 484 cm3 a 283 K y 1,02 atm. Cuando el compuesto se quemó en exceso de oxígeno, se obtuvo 1,17 g de H2O y el boro se recuperó como B2O3. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? ¿Cuánto B2O3 se obtuvo en la combustión? Datos: ArO = 16; ArH = 1,0; ArB = 11.

66- Una muestra de 0,578 g de estaño se trató con flúor gaseoso y se obtuvieron 0,944 g de un compuesto de flúor y estaño. ¿Cuál es la fórmula mínima de este compuesto? ArSn = 119; ArF = 19.

67- Un recipiente de vidrio tiene una masa de 108,11 g después que se ha hecho vacío en él. Al introducir oxígeno gaseoso, siendo la presión de 1 atm y la temperatura de 25°C, la masa del sistema es de 109,56 g. Si en lugar de oxígeno se introduce una muestra de otro gas, la masa del sistema resulta ser de 111,01 g siendo la presión de 1 atm y la temperatura de 25°C. ¿Cuál de las siguientes fórmulas moleculares, para el gas desconocido, concuerda con los datos: CO2; Si2H6; SCO; SO2; NF3; SO3?



ArC = 12; ArO = 16; ArH = 1; ArS = 32; ArN = 14; ArF = 19; ArSi = 28.

68- Si 8,0 g de un gas X ocupan un volumen de 5,6 dm3 a 2,00 atm y 0°C; calcular: a) El volumen que ocupa esa masa de gas X en condiciones normales de presión y

temperatura. b) La masa molar de X. c) La densidad del gas X en condiciones normales y en las condiciones iniciales. d) El número de moles de moléculas que contiene. e) El número de moléculas contenidas en 10 g de X. f) Si se tiene la información que en 64 g del compuesto X hay 16 moles de átomos de

hidrógeno, y que además X es un hidrocarburo (constituido solamente por carbono e hidrógeno), calcular: - Fórmula mínima de X

- Fórmula molecular de X

69- La fórmula mínima de un óxido de un metal es M2O3; se sabe que dicho óxido contiene 68,4% en masa del metal. ¿Cuál es la masa atómica relativa del metal?

70- La masa molecular relativa de una sustancia simple es 124; si la masa atómica absoluta (masa de un átomo) es 5,149.10-23 g. ¿Cuál es su atomicidad?

71- Dados los compuestos RTO3 y RT2O5, calcular la masa atómica relativa de R y de T, sabiendo que el primer compuesto tiene 17,36% en masa de oxígeno y el segundo 20,01% en masa de oxígeno. ArO = 16.

72- R y T se combinan para dar R2T3 y RT2. Si 0,15 moles de cada uno de dichos compuestos tienen una masa de 15,9 g y 9,3 g respectivamente, ¿cuál es la masa atómica relativa de cada uno de los elementos?

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Problemas tipo (Ingreso a la Universidad):

1. Dadas las siguientes premisas:

I. Dos átomos forman un enlace covalente triple cuando comparten tres electrones. II. El enlace iónico se establece entre elementos de baja electronegatividad. III. El compuesto CH3OH puede formar enlaces puentes de Hidrógeno con el agua. IV. La molécula de H2S posee geometría molecular angular. V. La molécula de CO2, por tener dos enlaces covalentes polares, es polar.

a) Sólo II y V b) Sólo I y III c) Sólo I, IV y V d) Sólo III y IV e) Ninguna de las anteriores es correcta.

2. ¿Cuál de los siguientes compuestos no presenta enlaces covalentes dativos en su molécula? a) H2SO4 b) HNO2 c) H3PO4 d) HClO2 e) Ninguna de las anteriores es correcta. Datos: N y P del grupo V A, S del grupo VI A, y Cl del grupo VII A

3. Determinar cuál/es de las siguientes moléculas tiene/n geometría molecular angular:

I) HCN II) SO3 III) SO2 IV) H2O V) CO2

a) III) y IV) b) Sólo IV) c) II) y V) d) I), III) y IV) e) Ninguna de las anteriores es correcta.

Datos: H pertenece al grupo 1, C al grupo 14, N al grupo 15, O y S al grupo 16

4. El hexilresorcinol es un compuesto fenólico utilizado como antiséptico en lavados bucales y pastillas para la garganta. Su composición centesimal es: C: 74,23%; H: 9,28% y el resto de oxígeno. Sabiendo que 0,5 moles de este compuesto pesan 97 gramos, ¿cuál es la fórmula molecular del hexilresorcinol? a) C6H9O b) C14H10O c) C9H22O4 d) C12H18O2 e) Ninguna de las anteriores es correcta.

Rtas: 1. D), 2. B), 3. A) 4. D)



Capítulo N° 5

5.1- IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS Como vimos hasta el momento algunos compuestos, como el cloruro de sodio, NaCl,

están formados por iones. Un ion es un átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica. Los iones con carga positiva, como el ion sodio Na+, se denominan cationes, y los que tienen carga negativa, como el ion cloro Cl-, se llaman aniones. Cuando se escribe la fórmula de un solo ion, es preciso incluir siempre su carga. Como hemos visto en el capítulo 2, un átomo está formado por un núcleo, pequeño, denso y con carga positiva, rodeado por una distribución difusa de partículas con carga negativa llamada electrones. El número de carga positiva en el núcleo define la identidad del elemento al cual corresponde el átomo. Los átomos eléctricamente neutros contienen el mismo número de electrones fuera del núcleo, y de cargas positivas (protones) en el interior del núcleo. Los iones se forman cuando un átomo neutro pierde o gana electrones. Un ion Na+ se forma cuando el átomo de sodio pierde un electrón, y el ion Cl- (ion cloruro) se forma cuando el átomo de cloro gana un electrón.

El compuesto NaCl está formado por un conjunto extenso de iones Na+ y Cl--. Es posible identificar un par de iones Na+ y Cl- como “molécula” (lo escribimos entre comillas dado que son los compuestos covalentes los que forman moléculas, no los iónicos). De hecho, en el interior del cristal (aunque no en la superficie), cada ion Na+ está rodeado por seis iones Cl- en forma equidistante, y cada ion Cl- está rodeado igualmente por seis Na+. Los iones Na+ y Cl- se encuentran en relación 1:1, como indica la fórmula NaCl.

Los iones poli atómicos son grupos de átomos que llevan carga eléctrica; algunos ejemplos son: el ion amonio, NH4

+, el ion sulfato, SO42- , y el ion nitrato, NO3

-. En la tabla 5-1 se indican las fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones

comunes. TABLA 5-1 Fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones comunes

CATIONES COMUNES (IONES POSITIVOS)

ANIONES COMUNES (IONES NEGATIVOS)

Fórmula Carga Nombre Fórmula Carga Nombre

Na+ 1+ ion sodio F- 1- ion fluoruro

K+ 1+ ion potasio Cl- 1- ion cloruro

Ag+ 1+ ion plata Br - 1- ion bromuro

NH4+ 1+ ion amonio HO - 1- ion hidróxido

Mg2+ 2+ ion magnesio CH3COO- 1- ion acetato

Ca2+ 2+ ion calcio NO3- 1- ion nitrato

Zn2+ 2+ ion zinc O2- 2- ion óxido

Cu2+ 2+ ion cobre (II) o cúprico S2- 2- ion sulfuro

Fe2+ 2+ ion hierro (II) o ferroso SO42- 2- ion sulfato

Fe3+ 3+ ion hierro (III) o férrico CO32- 2- ion carbonato

Al3+ 3+ ion aluminio PO43- 3- ion fosfato u ortofosfato



5.2- NÚMEROS DE OXIDACIÓN El número de oxidación (también llamado estado de oxidación o valencia) de un elemento en un compuesto iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. O también, el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. El concepto de números de oxidación es fundamental para nombrar los compuestos. En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ion. En compuestos covalentes los números de oxidación no tienen el mismo significado físico que en compuestos iónicos. Sin embargo, son de gran ayuda para escribir fórmulas y balancear ecuaciones. En especies con enlace covalente, los números de oxidación se asignan siguiendo un conjunto de reglas arbitrarias pero de gran utilidad. Al elemento más electronegativo se le asigna un número de oxidación negativo y al elemento menos electronegativo se le asigna número de oxidación positivo. Las siguientes reglas ayudan en la asignación del número de oxidación de los elementos. 1. En los elementos libres (esto es, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación cero. Así, cada átomo en el Hidrógeno molecular (H2), Bromo gaseoso (Br2), sodio metálico (Na), Berilio (Be), Potasio (K), Oxígeno molecular (O2), Fósforo (P4) y Azufre (S8) tiene el mismo número de oxidación: cero. 2. Para los iones compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion. Así, Li + tiene un número de oxidación +1; ion Ba2+, +2; ion Fe3+ , +3; ion I-, -1; ion O2- , -2; etc. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalino térreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio siempre tiene un número de oxidación +3 en todos sus compuestos. 3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O) es -2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2

2-) su número de oxidación es -1, y en los superóxidos es ½. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está unido a metales en compuestos binarios (esto es, compuestos que contienen dos elementos). Por ejemplo, en hidruro de litio (LiH), hidruro de sodio (NaH) e hidruro de calcio (CaH2), su número de oxidación es -1. 5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos (por ser el elemento más electronegativo de la tabla). Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno, por ejemplo en oxácidos y oxoaniones, tienen números de oxidación positivos. 6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe igualar la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4

+, el número de oxidación del Nitrógeno es -3 y el del Hidrogeno es +1. Así, la suma de los números de oxidación es (-3) + 4 . (+1) = +1, que es igual a la carga neta del ion.

Además como regla general se puede tener en cuenta lo siguiente: • Los elementos metálicos sólo tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. • El máximo número de oxidación que puede tener un elemento representativo es el número de su grupo en la tabla periódica. Por ejemplo, los halógenos están en el grupo 17 (VIIA), por lo tanto su máximo número de oxidación posible es +7. • Los metales de transición (grupos 3 al 12), por lo general tienen varios números de oxidación. 5.3- NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Es necesario aprender los nombres de los compuestos con los cuales se trabaja. En los inicios de la Química como ciencia, el número de compuestos conocidos era pequeño y por lo tanto resultaba posible memorizar sus nombres. Muchos de tales nombres se derivaban de atributos de los compuestos como aspecto físico, propiedades físicas o químicas, origen o aplicaciones; por ejemplo, leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica y polvo de hornear.



En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los cinco millones. Por suerte, no es necesario memorizar sus nombres, aun cuando fuera posible hacerlo. A través de los años los químicos han diseñado formas claras y sistemáticas para nombrar las sustancias químicas. Los esquemas de nomenclatura son aceptados mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y aporta medios útiles para trabajar con la enorme cantidad de sustancias identificadas en la actualidad.

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente en combinación con elementos como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos.

Algunos compuestos que contienen carbono como monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), los que tienen el grupo cianuro (CN-) y los grupos carbonato (CO3

2-) y bicarbonato (HCO3-), se consideran por conveniencia compuestos

inorgánicos. Si bien la nomenclatura de los compuestos orgánicos se estudiará más adelante, se utilizarán algunos compuestos para ejemplificar principios químicos.

Para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura química los compuestos inorgánicos se dividirán en cuatro categorías: compuestos iónicos, compuestos moleculares, ácidos y bases, e hidratos. 5.3.1. Compuestos iónicos:

Ya vimos que los compuestos iónicos están formados por cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). Excepto por el ion amonio, NH4

+, todos los cationes de interés se derivan de átomos metálicos. Los cationes metálicos toman su nombre del metal del que se originen. Por ejemplo:

Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios, o compuestos formados sólo por dos elementos. Para compuestos binarios, el primer elemento que se escribe es el catión metálico, seguido del anión no metálico. Así, el NaCl es cloruro de sodio, donde el anión se nombra tomando la primera parte del nombre del elemento (cloro) agregando el sufijo uro. Las cargas del catión y el anión no se incluyen en la fórmula.

La terminación "uro" también se utiliza para algunos grupos de aniones formados por dos elementos diferentes, como cianuro (CN-). Así, el KCN se denomina cianuro de potasio. Éste es un ejemplo de compuesto terciario, lo cual significa que está formado por tres elementos. Otro ejemplo de compuesto iónico terciario es el cloruro de amonio (NH4Cl). En este caso el catión (amonio: NH4

+) está formado por dos elementos diferentes. En la tabla 5.2 se representan en orden alfabético, los nombres de varios cationes y aniones inorgánicos comunes.

Tabla 5-2 Nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes

Catión Anión Aluminio (Al3+) Bromuro (Br)- Amonio (NH4

+) Carbonato (CO3)2- Bario (Ba2+) Carbonato ácido o bicarbonato (HCO3

-) Cadmio (Cd2+) Cianuro (CN)- Calcio (Ca2+) Clorato (ClO3)- Cesio (Cs+) Cloruro (Cl-) Cinc (Zn2+) Cromato (CrO4)2- Cobalto(II) o cobaltoso (Co2+) Dicromato (Cr2O7)2- Cobre(I) o cuproso (Cu+) Fosfato (PO4)3- Cobre(II) o cúprico (Cu2+) Fosfato ácido (HPO4)2- Cromo(III) o crómico (Cr3+) Fosfato diácido (H2PO4)- Estaño (II) o estañoso (Sn2+) Fluoruro (F-) Estroncio (Sr2+) Hidróxido (OH)- (u oxhidrilo) Hidrógeno (H+) (también protón) Hidruro (H-)



Hierro(II) o ferroso (Fe2+) Nitrato (NO3)- Hierro(III) o férrico (Fe3+) Nitrito (NO2) - Litio (Li+) Nitruro (N3-) Magnesio (Mg2+) Óxido (O2-) Manganeso(II) o manganoso (Mn2+) Permanganato (MnO4) - Mercurio(I) o mercurioso (Hg+) Peróxido (O2)2- Mercurio(II) o mercúrico (Hg2+) Sulfato (SO4)2- Plata (Ag+) Sulfato ácido o bisulfato (HSO4) - Plomo(II) o plumboso (Pb2+) Sulfito (SO3)2- Potasio (K+) Sulfuro (S2-) Sodio (Na+) Tiocianato (SCN-) Plomo(IV) o plúmbico (Pb4+) Yoduro (I-)

Una guía importante para expresar de manera correcta las fórmulas de los compuestos

iónicos consiste en recordar que cada compuesto debe ser eléctricamente neutro. Esto significa que la suma de las cargas del catión y el anión en cada unidad de fórmula debe sumar cero. La neutralidad eléctrica se puede mantener aplicando la siguiente regla: el subíndice del catión es numéricamente igual a la carga del anión, y el subíndice del anión es numéricamente igual a la carga del catión. Si las cargas son numéricamente iguales, el subíndice tanto del catión como del anión es 1. Esto es consecuencia del hecho de que como las fórmulas empíricas, los subíndices deben siempre reducirse a las relaciones pequeñas. Se considerarán ahora algunos ejemplos.

• Bromuro de potasio. El catión es K+ y el anión es Br-. En consecuencia, la fórmula es KBr. La suma de las cargas es ( +1 ) + ( -1 ) = 0.

• Yoduro de zinc. El catión es Zn2+ y el anión es I-. Como resultado, la fórmula es ZnI2. La suma de las cargas es (+2) + 2 . (-1) = 0. Nótese que dado que el catión Zinc siempre tiene carga 2+ y el anión yoduro carga 1 -, no es necesario indicar en el nombre la presencia de dos iones I-. Para mantener la neutralidad eléctrica en el yoduro de zinc, el subíndice del yodo debe ser 2.

• Oxido de aluminio. El catión es Al3+ y el anión es O2-. El siguiente diagrama ayuda a determinar los subíndices del catión y el anión:

La suma de las cargas es 2 . (+3) + 3 . (-2) = 0 (tener en cuenta el mínimo común múltiplo entre las cargas involucradas, que en este caso es seis, entre dos y tres, como un recurso para encontrar más fácil los subíndices que equilibran la formula). Como en los casos anteriores, no es necesario indicar en el nombre la presencia de dos cationes Al3+ y tres aniones O2-.

Algunos metales, especialmente los metales de transición, pueden formar más de un tipo de catión. Considérese el hierro por ejemplo, el cual forma dos cationes: Fe2+ y Fe3+.

Un método antiguo (que aún tiene cierto uso) asigna la terminación "-oso" al catión con menor carga positiva y la terminación "-ico" al de mayor carga positiva:

Fe2+ ión ferroso Fe3+ ión férrico

Los nombres de los compuestos que estos iones forman con cloro serian: FeCl2 cloruro ferroso FeCl3 cloruro férrico Esta forma de nombrar los cationes presenta claras limitaciones. La primera es que las

terminaciones "-oso" e "-ico" no informan sobre la carga de los dos cationes implicados.

Así, el ion férrico es Fe3+ pero el catión de cobre llamado cúprico tiene por fórmula Cu2+.

Además, las terminaciones "-oso" e "ico" sólo sirven para nombrar dos cargas positivas diferentes. Y algunos elementos metálicos pueden asumir tres o más cargas positivas al formar compuestos. Por lo anterior, cada vez es más común designar las diferentes cargas de los cationes con números romanos. Este procedimiento se llama sistema Stock. En él, el número



romano I se emplea para una carga positiva, II para dos cargas positivas, y así sucesivamente. Por ejemplo, los átomos de manganeso (Mn) pueden tener diferentes cargas positivas.

Mn2+ : MnO óxido de manganeso (II) Mn3+ : Mn2O3 óxido de manganeso (III) Mn4+ : MnO2 óxido de manganeso (IV)

Los nombres de estos compuestos se leen óxido de manganeso dos, óxido de manganeso tres y óxido de manganeso cuatro. Empleando el sistema Stock, el ion ferroso se puede expresar como hierro (II) y el ion férrico como hierro (III); el cloruro ferroso sería cloruro de hierro (II) y el cloruro férrico, cloruro de hierro (III).

5.3.2. Compuestos moleculares:

A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares, están formados por unidades moleculares discretas. Están comúnmente constituidos por elementos no metálicos. Se centrará sobre todo la atención en los compuestos binarios, dado que muchos de los compuestos moleculares inorgánicos están formados por sólo dos elementos. Los compuestos moleculares binarios se nombran de manera similar a como se hace con los compuestos iónicos; esto es, se nombra primero el segundo elemento tomando la primera parte de su nombre, agregando la terminación "uro" y mencionando el primer elemento después. Algunos ejemplos son:

HCl cloruro de hidrógeno HBr bromuro de hidrógeno SiC carburo de silicio

A menudo se encuentra que un par de elementos puede formar diferentes tipos de compuestos. En estos casos, se evita la confusión al nombrar estos compuestos usando prefijos griegos que denotan el número de átomos de cada elemento presente.

Considérense los siguientes ejemplos: CO: monóxido de carbono; CO2 : dióxido de carbono; SO2 : dióxido de azufre; SO3 : trióxido de azufre; PCl3 : tricloruro de fósforo; PCl5 : pentacloruro de fósforo; NO2 : dióxido de nitrógeno; N2O4 : tetróxido de dinitrógeno; Cl2O7 : heptóxido de dicloro La siguiente guía es útil cuando se nombran compuestos con prefijos:

• El prefijo "mono" suele omitirse para el primer elemento. Por ejemplo, SO2 se denomina dióxido de azufre y no dióxido de monoazufre. Por tanto, la ausencia de prefijo implica que sólo hay un átomo del primer elemento presente en la fórmula de la molécula.

• Para los óxidos, la terminación "a" en el prefijo se omite algunas veces. Por ejemplo, N2O4 se puede llamar tetróxido de dinitrógeno en lugar de tetraóxido de dinitrógeno.

Una excepción en el uso de prefijos griegos es el caso de los compuestos moleculares que tienen hidrógeno. Tradicionalmente, muchos de estos compuestos se llaman o bien por sus nombres comunes no sistemáticos o bien por nombres que no indican específicamente el número de átomos de hidrógeno presente:

B2H6 : diborano; CH4 : metano; SiH4 : monosilano; NH3 : amoníaco; PH3 : fosfina; H2O : agua; H2S : sulfuro de hidrógeno Observar que incluso el orden en que se escriben los elementos en las fórmulas es

irregular. Los ejemplos anteriores indican que el H se escribe primero en las fórmulas del agua y del sulfuro de hidrógeno, en tanto que se escribe al final en otros compuestos. Por lo general es muy sencillo escribir las fórmulas de los compuestos moleculares.

Así, el nombre trifluoruro de arsénico significa que hay un átomo de As y tres átomos de F en cada molécula, y la fórmula molecular es AsF3. Obsérvese que el orden de aparición de los elementos en la fórmula es inverso del nombre.



5.3.3. Ácidos y bases:

Nomenclatura de ácidos. Un ácido se define aquí como una sustancia que libera iones de hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. Las fórmulas de los ácidos inorgánicos están constituidas por uno o más átomos de hidrógeno, así como un grupo aniónico. Los aniones cuyo nombre terminan en "uro" tienen asociados ácidos con terminación "hídrico", como se aprecia en la tabla 5-3. Se habrá notado que en algunos casos se asignan dos nombres diferentes a la misma fórmula química, por ejemplo:

HCl cloruro de hidrógeno HCl ácido clorhídrico El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. Cuando el HCl existe

en estado gaseoso o en estado de líquido puro, es un compuesto molecular y se le llama cloruro de hidrógeno. Cuando se disuelve en agua, las moléculas se separan en los iones H+ y Cl- y entonces la sustancia se llama ácido clorhídrico.

Tabla 5.3. Algunos ácidos sencillos.

Anión correspondiente Ácido

F- (fluoruro)

Cl- (cloruro)

Br- (bromuro)

I- (yoduro)

CN- (cianuro)

S2- (sulfuro)

HF (ácido fluorhídrico)

HCl (ácido clorhídrico)

HBr (ácido bromhídrico)

HI (ácido yodhídrico)

HCN (ácido cianhídrico)

H2S (ácido sulfhídrico)

Los ácidos que están formados por hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el elemento

central) se llaman oxoácidos. Las fórmulas de los oxoácidos suelen escribirse con el H primero, seguido del elemento del átomo central y luego el O, como se muestra en la siguiente serie de oxoácidos:

H2CO3 ácido carbónico HNO3 ácido nítrico H2SO4 ácido sulfúrico HClO3 ácido clórico

A menudo dos o más oxoácidos tienen el mismo átomo central pero diferente número

de átomos de oxígeno. Empezando con los oxoácidos cuyos nombres terminan en ico, se utilizan las siguientes reglas para nombrar estos compuestos.

• Al agregar un átomo de O al ácido "ico", el ácido se llama ácido "per ... -ico". Así, cuando el HClO3 se transforma en HClO4, el ácido se llama ácido perclórico. • Al sacar un átomo de oxígeno al ácido "-ico", el ácido se llama ácido "-oso". De este modo, cuando el HNO3 se convierte en HNO2 se llama ácido nitroso. • Al sacar dos átomos de oxígeno al ácido "-ico": el ácido se llama "hipo... -oso". Así, cuando el HBrO3 se transforma en HBrO el ácido se llama ácido hipobromoso.

Las reglas para nombrar los aniones de los oxoácidos, llamados oxoaniones, son las

siguientes.



• Cuando todos los iones H se han eliminado del ácido "-ico", el nombre del anión termina en "-ato". Por ejemplo, el anión CO3

2- derivado del H2CO3 se llama carbonato. • Cuando todos los iones H se han eliminado del ácido "-oso", el nombre del anión termina en "-ito". Así, el anión ClO2

-; derivado del HClO2 se llama clorito. • Los nombres de los aniones en los cuales se han perdido uno o más iones hidrógeno pero no todos deberán indicar el número de iones H presentes. Por ejemplo, considérense los aniones derivados del ácido fosfórico.

H3PO4 ácido ortofosfórico (ácido fosfórico) H2PO4

- fosfato diácido (dihidrógeno fosfato (V)) HPO4

2- fosfato ácido (hidrógeno fosfato (V)) PO4

3- fosfato (fosfato (V) u ortofosfato)

Nótese que comúnmente se omite el prefijo "mono-" cuando sólo hay un hidrógeno en el anión, En la tabla 5.4. se presentan los nombres de los oxoácidos y oxoaniones que tienen cloro.

Tabla 5.4 Algunos ácidos sencillos.

Anión Ácido correspondiente

ClO4- (perclorato)

ClO3- (clorato)

ClO2- (clorito)

ClO- (hipocloroso)

HClO4 (ácido perclórico)

HClO3 (ácido clórico)

HClO2 (ácido cloroso)

HClO (ácido hipocloroso)

Nomenclatura de hidróxidos o bases. Una base se define aquí como una sustancia que

libera iones hidróxido (OH-) cuando se disuelve en agua. Algunos ejemplos son: NaOH hidróxido de sodio KOH hidróxido de potasio Ba(OH)2 hidróxido de bario

El amoníaco (NH3), un compuesto molecular en el estado gaseoso o líquido puro, también se clasifica como una base común. A primera vista podría parecer una excepción a la definición de base anterior. Pero debe hacerse notar que todo lo que se requiere para que una sustancia sea una base es que libere iones hidróxido cuando se disuelve en agua.

No es necesario que la base original contenga iones hidróxido en su estructura. De hecho, cuando el amoníaco se disuelve en agua, el NH3 reacciona con ella al menos parcialmente para formar iones NH4

+ y OH-. Por ello es adecuado clasificarlo como una base. 5.3.4. Hidratos:

Se denominan hidratos los compuestos que tienen unidas un número específico de moléculas de agua. Por ejemplo, en su estado normal (digamos, en un recipiente de reactivo) cada unidad de sulfato de cobre (II) tiene cinco moléculas de agua asociadas a él (son cristales de color azul). La fórmula del sulfato de cobre pentahidratado es CuSO4• 5H2O. Las moléculas de agua se pueden eliminar por calentamiento. Cuando esto ocurre, el compuesto resultante es CuSO4 y suele llamarse sulfato de cobre (II) anhidro (son cristales de color blanco), donde "anhidro" quiere decir que ya no tiene moléculas de agua unidas a él.

Algunos ejemplos de hidratos son:

BaCl2 • 2H2O cloruro de bario dihidratado LiCl • H2O cloruro de litio monohidratado MgSO4 • 7 H2O sulfato de magnesio heptahidratado Sr(NO3)2 • 4H2O nitrato de estroncio tetrahidratado



Algunos compuestos se conocen mejor por su nombre común que por el nombre sistemático. Los nombres de algunos compuestos inorgánicos comunes se presentan en la tabla 5.5.

Tabla 5.5. Nombres sistemáticos y comunes de algunos compuestos.

Fórmula Nombre común Nombre sistemático

H2O agua

NH3 amoniaco nitruro de trihidrógeno

CO2 hielo seco dióxido de carbono

NaCl sal de mesa cloruro de sodio

N2O gas hilarante óxido de dinitrógeno (óxido nitroso)

CaCO3 mármol, gis, piedra caliza carbonato de calcio

CaO cal viva óxido de calcio

Ca(OH)2 cal apagada hidróxido de calcio

NaHCO3 polvo de hornear carbonato ácido de sodio o bicarbonato de

sodio.

Na2CO3 • 10H2O sosa para lavar carbonato de sodio decahidratado

MgSO4 • 7 H2O sal de Epsom sulfato de magnesio heptahidratado

Mg(OH)2 leche de magnesia hidróxido de magnesio

CaSO4 • 2H2O yeso sulfato de calcio dihidratado

4 Libro 2010 Corregido

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