ENLACE QUÍMICO.

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos o iones en los compuestos químicos, los enlaces químicos de una sustancia se relacionan de manera estrecha con propiedades como la conductividad eléctrica, el punto de fusión, el punto de ebullición y la solubilidad, las diferencias de la propiedades pueden explicarse por las diferencias de enlace entre los átomos o iones.

Hay dos tipos principales de enlace:

1) El enlace iónico resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que ha menudo resulta de la transferencia neta de uno o mas electrones de un átomo o grupo de átomos a otro.

2) El enlace covalente resulta de la compartición de uno o mas pares electrónicos entre dos átomos, estas dos clases presentan dos extremos; todos los enlaces entre átomos de diferentes elementos tienen al menos algún grado de carácter iónico y covalente. Los compuestos que tienen predominante enlace iónico se llaman compuestos iónicos. Los que mantienen juntos principalmente los enlaces covalentes se llaman compuestos covalentes.

1.- ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE.

El enlace iónico es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Tal compuesto sólido se denomina un sólido iónico.

El enlace iónico puede ocurrir fácilmente cuando elementos que tienen energías de ionización bajas ( metales ) reaccionan con elementos de alta electronegatividad y con afinidades electrónicas muy negativas ( no metales). Muchos metales se oxidan fácilmente, esto es pierden electrones para formar cationes y muchos no metales se reducen fácilmente, esto es ganan electrones para formar aniones.

Cuidando la diferencia de electronegatividad ∆EN, entre dos elementos es grande, es probable que los elementos formen un compuesto por enlace iónico (transferencia de electrones).

Por ejemplo presentamos algunas combinaciones de metales con no metales para formar compuestos iónicos.

Por ejemplo el enlace iónico producido por metales del grupo IA con no metales del grupo VIIA. Considerando la reacción del sodio un metal del

grupo IA con el cloro que es un no metal del grupo VIIA, el litio pierde un electrón por lo que se carga positivamente (catión), mientras el flúor gana un electrón por lo que se carga negativamente (anión), formando el compuesto fluoruro de litio. Cuanto mas separados en la tabla periódica están dos elementos de grupos A, mas iónicos será su enlace.

2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl (s)

Podemos entender mejor la reacción mostrando la configuración electrónica de todas las especies. Por simplicidad, representamos al cloro como átomos individuales en vez de ser como moléculas.

11Na [Ne] 3s1 3px 3py 3pz Na+ = 1electrón perdido.

17Cl [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz1 Cl- 1 = 1 electrón ganado.

El sodio al perder un electrón se convierte en un catión Na+ tiene solo diez electrones el mismo que el gas precedente neón por lo que el catión sodio es isoelectrónico del gas noble Ne. En contraste los electrones del cloro aumentaron en el número de un electrón por lo que se convierte en un anión y este es isoelectrónico del gas noble siguiente que es el argón ya que presenta dieciocho electrones.

Existen además enlace iónico entre metales del grupo IA con no metales del grupo VIA , metales del grupo IIA con no metales del grupo VIA; metales del grupo IIA, con no metales del grupo VA, en estos enlaces iónicos cada uno de los átomos metálicos ha perdido uno, dos o tres electrones y cada uno de los átomos no metálicos ha ganado uno, dos o tres electrones. Los iones simples (monoatómicos) raramente tienen cargas mayores que 3+ o 3-.Por ejemplo:

Li2O, CaO, Mg3N2 etc.

2.- ENLACE COVALENTE.

Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. El enlace covalente ocurre cuando la diferencia de electronegatividades, ∆EN entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña.

En los enlaces predominantemente covalentes los enlaces entre los átomos de una molécula (enlaces intramoleculares) son relativamente fuertes pero las fuerzas de atracción entre moléculas (fuerzas Inter. moleculares) son relativamente débiles. Como resultado los compuestos

covalentes tienen puntosa de fusión y ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos.

En contraste no existen moléculas diferenciadas de sustancias iónicas sólidas. La suma de las fuerzas atractivas de todas las interacciones en unos sólidos iónicos es importante y tal compuesto tiene puntos de fusión y ebullición altos.

2.1.- CLASES DE ENLACE COVALENTE:

A) ENLACE COVALENTE PURO: SIMPLE, DOBLE Y TRIPLE.

ENLACE COVALENTE PURO: es aquel donde las diferencia de electronegatividades va de 0 a 0.4 Ejemplo: CH4, O2 etc.

CH4 E = 2.5 –2.1 = O.4

O 2 E = 3.5-3.5 = 0

ENLACE COVALENTE SIMPLE: se denomina enlace sigma, ejemplo C2 H6

La hibridación que presenta el átomo central es sp3, la geometría es tetraédrica.

ENLACE COVALENTE DOBLE: donde un enlace es de naturaleza sigma, y el otro es de tipo pi ejemplo C2H4

La hibridación que presenta el átomo central es sp2, la geometría es trigonal.

ENLACE COVALENTE TRIPLE: donde un enlace es de naturaleza sigma y los otros dos son de tipo pi. Ejemplo C2H2

La hibridación que presenta el átomo central es sp, la geometría es lineal.

B) ENLACE COVALENTE POLAR: Es un tipo de enlace covalente se produce en elementos que tienen diferencia de electronegatividades dentro del rango de 0.5 a 1.6. Por ejemplo: HCl, H2O, HS-1 etc.

C) ENLACE COVALENTE COORDINADO: Llamado también Dativo, se comparten electrones sólo que esta vez un elemento va a dar su par de electrones y el otro su orbital vacía. Ejemplo: SO3, NH4

+ .

3.- SIMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS.- Está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo de un elemento.

El grupo IA metales alcalinos terminan en s1 por lo que presentan un punto lewis, el grupo IIA metales alcalino térreos terminan en s2 por lo que presentan 2 puntos lewis, el Grupo IIIA termina en s2 px1 py pz por lo que presentan 3 puntos lewis, el grupo IVA termina en s2 px1 py1 pz por lo que presenta 4 puntos lewis, el grupo VA termina en s2 px1 py1 pz1 por lo que presenta 5 puntos lewis, el grupo VIA termina en s2 px2 py1 pz1

por lo que presenta 6 puntos lewis, el grupo VIIA termina en s2 px2 py2

pz1, por lo que presentan 7 puntos lewis (electrones de valencia = puntos lewis ). Los gases nobles a excepción de He presentan 8 puntos lewis por lo que son estables.

Por ejemplo: para el LiCl la configuración electrónica es:

3Li: 1s2 2s1

En el último nivel de energía se visualiza 1 electrón del orbital 2s1 el que nos indica que el litio tiene un único electrón de valencia por lo que tiene la capacidad de unirse a otro átomo o a otro elemento por ese electrón que viene a ser electrón de enlace.

En el caso del cloro, este es el elemento Nº 17 por lo que su configuración electrónica es:

17Cl: [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz1

3.1.- REPRESENTACION DE LAS ESTRUCTURAS LEWIS.- El litio presenta 1 electrón de valencia por lo tanto tiene 1 punto lewis, mientras que el cloro presenta 7 electrones de Valencia, 3 pares de electrones de no enlace y 1 electrón de enlace por lo que presenta 7 puntos lewis, ese electrón de enlace es el que une al electrón de litio para formar el enlace de esta manera, siendo la estructura lewis para el cloruro de litio la siguiente representación:

xxLi ● x Cl xx

xx

Existen estructuras de lewis para diversos compuestos, ya sean iónicos, covalentes, etc.

4.- RESONANCIA

La resonancia se da cuando se compartes electrones entre mas de dos átomos se dice que los electrones están deslocalizados. Este concepto de deslocalización es importante en la teoría de orbitales moleculares.

Por ejemplo para el Ion carbonato se presentan tres formulas que son aceptables por lo que pueden dibujar dos o mas formulas lewis con la misma disposición de los átomos para describir el enlace se dice que exhiben resonancia.

5.- CARGA FORMAL y ESTRUCTURA DE LEWIS.- Es la carga de un átomo en una molécula o Ion poliatómico; para hallar la carga formal, contamos con electrones enlazantes suponiendo que están igualmente compartidos entre los dos átomos enlazados, esto nos ayuda a escribir formulas de lewis correctas en la mayoría de los casos donde se debe de considerar que:a) La formula más probable para la molécula o Ion es habitualmente aquella en la que la carga formal sobre cada átomo es cero o tan próxima a cero como sea posible.b) Las cargas formales negativas es más probable que ocurran en los elementos más electronegativos.c) Las formulas de lewis en las que átomos adyacentes tienen cargas formales del mismo signo habitualmente no son representaciones exactas.

Por ejemplo para el caso del NH3, el átomo de N tiene 3 enlaces y 2 e-

no compartidos, así para N,

CF = (número de grupo) - [(número de enlaces) + (número de e- no compartidos)] = 5-(3+2) =0 (para N)

Para H,

CF = (número de grupo) - [(número de enlaces) + (número de e- no compartidos)] = 1-(1+0) =0 (para H)Las cargas formales de N y H son ambas cero en el NH3 por lo que es posible esta estructura por tener el valor de cero.

6.- REGLA DEL OCTETO.- Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia. Se aplica sobre todo a elementos del segundo periodo

6.1.- EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO:

A) OCTETO INCOMPLETO.- No cumple con rodearse de sus ocho electrones de valencia, hay deficiencia .Ejemplo: BeH2, BF3 etc.

B) OCTETO EXPANDIDO.- Contiene más de ocho electrones de valencia rodeando al átomo central. Ejemplo: SF6, PF5, H2SO4 etc.

7.- ENLACE METÁLICO: Es el enlace en que un metal encaja en los espacios que presentan otro metal, cuando se mezclan se produce una aleación. Los metales de transición forman aleaciones.

8.- ENLACE PUENTE HIDRÓGENO: Es el enlace característico de la molécula del agua y otras moléculas.

NOMENCLATURA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS.

1.1.- NOMENCLATURA QUIMICA

Los nombres químicos de los compuestos inorgánicos los desarrollaron un grupo de químicos que pertenecían a la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. ) que se reunieron por primera vez en 1921, ellos desarrollaron las reglas para nombrar a los compuestos inorgánicos y se reunieron periódicamente para revisarlas y actualizarlas , adoptaron un sistema de nombres y fórmulas, según reglas específicas , de tal manera que cada compuesto posee un nombre en base a su fórmula y cada fórmula tiene un nombre específico , este organismo sentó las bases definitivas de la nomenclatura química moderna.

1.2.- QUE SABER PARA NOMBRAR LOS COMPUESTOS.

Para nombrar los compuestos es necesario tener conocimientos básicos sobre:1. La distribución de los elementos de acuerdo a sus propiedades en la Tabla

Periódica.2. La electronegatividad es la tendencia que posee un átomo de atraer los

electrones de enlace hacia él, existiendo una relación muy importante entre esta y el enlace químico que forme cuando se combina químicamente, en la tabla periódica la electronegatividad en un periodo va aumenta de izquierda a derecha y en un grupo aumenta de abajo hacia arriba.

3. La valencia es la capacidad que tienen los átomos para combinarse unos con otros para formar los compuestos químicos, la valencia no posee signo. Se le llama también número de oxidación, si bien es un termino empírico este indica la naturaleza eléctrica aparente de los átomos que forman un compuesto.

1.2.1.- REGLAS PARA CALCULAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN.

Existen ciertas reglas para calcular el estado de oxidación y son las siguientes:- El número de oxidación de un átomo en el elemento es cero.- El hidrógeno de la mayoría de sus compuestos tiene estado de

oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1.- El oxigeno en la mayoría de sus compuestos tiene estado de

oxidación –2 excepto en los peróxidos donde es -1 - Como la molécula es neutra, al sumar algebraicamente los

estados de oxidación de todos los elementos que se forman el compuesto y multiplicarlos por sus respectivos subíndices, debe dar cero, si es un ión debe ser igual a la carga del ión.

1.3- IONES.

Son especies químicas con carga eléctrica, estas especies dan lugar a los compuestos iónicos. Si tienen carga eléctrica positiva el ión recibe el nombre de catión o Ion positivo, y si la especie es negativa recibe el nombre de anión o Ion negativo.

1.3.1.- CLASIFICACION.- Se clasifican en:

a) IONES MONOATOMICOS.- Para poder determinar el nombre y la formula de un compuesto iónico debemos saber nombrar los iones y dividirlos.Los iones monoatómicos positivos que tienen un solo estado de oxidación, tomar el nombre del elemento del que preceden, sin ninguna alteración, agregando la palabra ión, los iones positivos que tienen mas de un estado de oxidación, toman el nombre del elemento y a continuación, entre paréntesis se coloca su estado de oxidación con números romanos, en el sistema tradicional se usan las terminaciones OSO e ICO para indicar el menor o mayor estado de oxidación, respectivamente. Los iones monoatómicos negativos, se nombran haciendo terminar el nombre del elemento en URO.Ejemplos:

K+1 Ion potasio.Fe+2 ión hierro (II) o ión ferroso.Cl-1 Ión cloruro

b) IONES ESPECIALES.- como estos iones no siguen las reglas estables, poseen nombres comunes que están establecidos y aceptados por la IUPAC. Ejemplos:

O-2 Ion óxido(OH)-1 ión hidróxido.(NH4)+1 Ión amonio.(CN)-1 Ion cianuro.(CNO)-1 Ion cianato.(CNS)-1 Ion tiocianato.

1.4.- COMPUESTOS.

Al formular un compuesto primero se escribe la porción mas positiva y se nombra al final, y luego la porción mas negativa y se le nombra primero.

1.4.1.- CLASES DE COMPUESTOS

Los compuestos pueden ser binarios, cuando estén formados por dos elementos diferentes, ternarios y compuestos superiores cuando tienen tres o más elementos diferentes.

A) COMPUESTOS BINARIOS QUE CONTIENEN DOS NO METALES.

Para los compuestos binarios, la terminación del segundo elemento es –uro o ido cuando los dos elementos son no metales. Se pueden usar prefijos griegos como mono, di, tri, tetra,...etc. para indicar el número de átomos de cada elemento, cuando no aparece ningún prefijo se puede decir que se trata de un átomo.

Ejemplo:

NaCl Cloruro de sodio.MgO Oxido de magnesioCaH2 Hidruro de calcioPCl3 Tricloruro de fósforo.SO2 Dióxido de azufre.Cl2O7 Heptaóxido de dicloro.SnF4 Fluoruro de estaño (IV) o fluoruro estánnico.HgO Oxido de mercurio (II) u óxido mercúrico.

B) COMPUESTOS BINARIOS QUE CONTIENEN UN METAL Y UN NO METAL.

Se consideran primero a los metales que tienen números de oxidación fijos por ejemplo +1,+2,+3 etc. En los nombres de estos compuestos, el metal se escribe al final, precedido por el no metal con la terminación –uro o –ido, como todos los compuestos binarios, no se utilizan prefijos griegos. Por ejemplo:

KCl Cloruro de potasio.Na2S Sulfuro de sodio.LiBr Bromuro de litioMgO oxido de magnesio.CaH2 Hidruro de calcio.

C) COMPUESTOS TERNARIOS Y COMPUESTOS SUPERIORES

Para nombrar y escribir las formulas de los compuestos ternarios y superiores se sigue el mismo procedimiento que se utiliza para los compuestos binarios, excepto que en este caso usamos el nombre o la formula del Ion poli atómico, por eso es necesario el conocimiento de los iones poli atómicos , algunos de los iones poli atómicos tienen los sufijos -ato, e –ito , donde el sufijo –ato tiene un átomo de oxigeno mas en comparación que el sufijo –ito.

Ejemplo:

SO3-2 sulfito

SO4-2 sulfato.

D) COMPUESTOS TERNARIOS ESPECIALES

Están referidos a los diferentes iones poli atómicos que contienen cloro:

ClO4-1 perclorato.

ClO3-1 clorato

ClO2-1 clorito

ClO-1 hipoclorito.

1.5.- FUNCIONES QUÍMICAS.

Son un grupo de compuestos que tienen un átomo o grupo de tomos que lo caracterizan. Pueden ser:

1.5.1.- FUNCIÓN HIDRURO.- Se forman cuando se combina un elemento con el hidrógeno.

Se clasifican en:

A) HIDRUROS METALICOS.- cuando resultan de la combinación de un metal más el hidrógeno. Generalmente se encuentran al estado sólido, son buenos agentes reductores, son muy reactivos. Ejemplos:

NaH hidruro de sodio.LiH hidruro de litio

B) HIDRUROS NO METALICOS.- Resultan cuando se combinan un no metal con el hidrógeno. Generalmente se presentan al estado gaseoso y formando moléculas, estos hidruros se conocen mas por sus nombres comunes, que deben memorizarse, para formular un hidruro metálico, primero se coloca el elemento menos electronegativo y después el hidrógeno que actúa como porción (H-1), quiere decir que presenta estado de oxidación menos uno. Ejemplos:

BH3 hidruro de boroAsH3 hidruro de arsénico ó arsenamina

C) HIDRUROS ESPECIALES.- Serán considerados hidruros especiales aquellos que no siguen la secuencia usual de esta función química, recomendándose que se aprendan de memoria con sus respectivos nombres. Ejemplos.

CH4 hidruro de carbono ó metano

NH3 hidruro de hidrógeno. ó amoniaco.

1.5.2.- FUNCIÓN OXIDO.- Son los compuestos que resultan de la combinación de un elemento con el oxígeno, el oxigeno va a actuar como la porción negativa, con número de oxidación –2. Para formular el oxido primero se escribe el símbolo de la porción positiva y luego el símbolo del oxigeno, se intercambian valencias y luego se simplifican los subíndices hasta que los números sean primos entre si.Para nombrar un oxido se hace uso de la nomenclatura de los iones monoatómicos tanto positivos como negativos nombrando siempre primero la porción negativa.

Se clasifican en:

A) ÓXIDOS BÁSICOS.- Que resultan de la combinación de un metal con el oxigeno y son conocidos con el nombre de OXIDOS, tiene carácter iónico. Ejemplos:

MgO óxido de magnesio CaO óxido de calcio.

Na2O óxido de sodio.

B) ÓXIDOS ÁCIDOS.- Resultan de la combinación de un no metal con el oxigeno, tienen carácter covalente, el sistema tradicional, los llama ANHÍDRIDOS y usa el prefijo “hipo”, y el sufijo “oso” para el menor estado de oxidación, el sufijo oso para el siguiente, el sufijo ico para el tercer estado de oxidación y el prefijo hiper o per y sufijo ico para el mayor estado de oxidación. Ejemplos: CO anhídrido carbonosoCO2 Anhídrido carbónico.

B) ÓXIDOS ANFÓTEROS.- Son los que presentan dos caracteres, se comportan como ácidos cuando se combinan con una base y como una base cuando se combinan con un ácido fuerte. Ejemplos:

ZnO Oxido de cinc.

CrO Oxido de cromo (II) ó Monóxido de cromo ó Oxido cromoso.

Cr2O3 Oxido de cromo (III) óTritóxido de dicromo óSesquióxido de cromo.

CrO3 trióxido de cromo ó Oxido de cromo (IV) óAnhídrido crómico.

Además, óxidos de manganeso, óxidos de vanadio, entre otros.

C) ÓXIDOS DOBLES.- Resultan cuando se combinan los correspondientes óxidos Básicos de un metal la formula debe de ser del tipo M3O4; se nombran anteponiendo la palabra Oxido Doble de, y luego el nombre del metal, según el sistema tradicional, se usan las terminaciones OSO e ICO para indicar el estado de oxidación de los dos óxidos. Ejemplos:

KNaO2 oxido doble de sodio y potasio

1.5.3.- PERÓXIDOS.- Resultan cuando se combinan un oxido básico con el oxigeno, se le nombra anteponiendo la palabra peróxido, seguido del nombre del elemento, los peróxidos no se simplifican. Ejemplos:Na2O2 peróxido de sodio.H2O2 peróxido de hidrógeno

1.5.4.- FUNCIÓN HIDRÓXIDO.- Son compuestos que se obtienen por la combinación de un Oxido Básico con el agua, tienen sabor amargo y presentan una sensación resbalosa al tacto, algunos hidróxidos son venenosos y corrosivos, las bases hacen virar al papel de tornasol Rosado a azul, enrojecen la fenolftaleína, amarillea el anaranjado de metilo, neutralizan a los ácidos, son de carácter iónico, se caracterizan por presentar el grupo hidróxido (OH) -1 Al nombrar los hidróxidos se sigue la secuencia de los óxidos, cambiando la palabra oxido por hidróxido. Ejemplos:

NaOH hidróxido de sodioCa (OH)2 hidróxido de calcio.

1.5.5.- FUNCIÓN ÁCIDOS.- Los ácidos son compuestos que tiene iones hidrógeno (H+1) dentro de su formula los que pueden ionizarse, parcial o totalmente, los ácidos enrojecen el papel tornasol azul, decoloran la fenolftaleína, tienen sabor agrio, neutralizan a las bases, son muy usados en la industria.

Se clasifican en:

A) ACIDOS HIDRACIDOS.-Que son los que están formados por el hidrógeno y un no-metal del grupo VIA y VII A. Ejemplos:

HCl Cloruro de hidrógeno ó ácido clorhídrico (cuando se disuelve en agua).

H2S Sulfuro de hidrógeno.Sulfuro de dihidrógeno.Acido sulfhídrico (cuando está disuelto en agua).

B) ACIDOS OXACIDOS.- Son compuestos que resultan de la combinación de los óxidos ácidos o anhídridos con el agua, básicamente están formados por tres tipos de átomos, el hidrógeno, un no-metal y el oxigeno y en la formulación del ácido se le coloca en esa posición, pues el hidrógeno posee número de oxidación +1, el oxigeno –2, el no-metal vario su estado de oxidación, lo cual hace variar también el nombre del ácido. Ejemplos

H2SO4 Acido sulfúricoHClO3 Acido clórico.

A los ácidos se les nombra igual que a los anhídridos, cambiando la palabra anhídrido por ácido.

C) ACIDOS POLIACIDOS.- Que resultan de la combinación de una molécula de agua con varias moléculas de anhídridos. Ejemplo:

H2B4O7 Acido tetrabórico

D) ACIDOS POLIHIDRATADOS.-Resultan de la combinación de un anhídrido con varias moléculas de agua. Ejemplo: Se usan los prefijos META, PIRO, ORTO

H2S2O7 Acido pirosulfúrico

E) ACIDOS TIOACIDOS.- Como el azufre , químicamente es un congénere del oxigeno, se da , una gran analogía en las propiedades químicas de ambos elementos por lo que los átomos de oxigeno pueden ser sustituidos total o parcialmente por los átomos de azufre , se agregan los prefijos TIO, DITIO, TRITIO, SULFO si ingresan 1,2,3º todos los azufres. Ejemplo.

H2S2O3 Acido Tío sulfúrico

F) ACIDOS PEROXIACIDOS.- Resultan de la combinación de anhídridos con el peroxido de hidrógeno, se les agrega el prefijo PEROXI. Ejemplo:

H2SO5 Acido peroxisulfúrico.

1.5.6.- FUNCIÓN SAL.- Son compuestos químicos que resultan de la combinación de un ácido con una base dando como resultado una reacción de neutralización, o también de un ácido con un metal, produciendo una reacción redox. Se les nombra combinando la nomenclatura ya estudiada de iones Monoatómicos y iones poli atómica.

Se Clasifican en:

1- POR SU ORIGEN EN:

A) SALES HALOIDEAS.- Cuando provienen de los ácidos hidrácidos. Ejemplos:

NaCl Cloruro de sodio, sal gema, Halita.

PbS Sulfuro de plomo Sulfuro de plomo ( II )Galena

B) SALES OXISALES.- Cuando provienen de los ácidos oxácidos. Ejemplos:

Na2 SO4 Sulfato de sodio.NaHCO3 Carbonato Acido de sodio.

Hidrocarbonato de sodio.Bicarbonato de sodio.

2. - POR SU CONSTITUCIÓN EN:

A) SALES NEUTRAS.- Se producen cuando todos los hidrógenos del ácido han sido sustituidos. Ejemplo:

Na3PO4 fosfato de sodio

B) SALES ACIDAS.- Se producen cuando los hidrógenos del ácido se sustituyen parcialmente. Ejemplo.

NaH 2 PO4 Dihidrofosfato de sodio.

Fosfato diácido de sodio.Fosfato dihidrógeno de sodio.

C) SALES HIDRATADAS.- Estas sales contienen agua en su estructura cristalina, para nombrarlas se adiciona los términos Monohidratado, Dihidratado, Trihidratado, etc. Según el número de moléculas de agua presentes en la sal. Ejemplo:

CaSO4.2H2O Sulfato de calcio dihidratado, yeso

D) SALES DOBLES.- Resultan cuando se unen entre sí moléculas neutras de sales simples, se nombran añadiendo la palabra Doble al nombre de la sal.

Ejemplo:

NH4Na (HPO4) Hidrofosfato doble de amonio y sodio.Fosfato ácido doble de amonio y sodio.Sal micro cósmica.

Existen además las sales de manganeso y las sales de cromo en las que se debe de tener cuidado en ver con que estado de oxidación esta trabajando el metal y ver su comportamiento anfótero, para el cromo actúa como metal con los estados de oxidación +2 y +3 dando sales manganosas y sales mangánicas respectivamente. Mientras que los estados de oxidación +4,+6,+7 darán manganito, manganatos y permanganatos respectivamente.

REACCIONES QUÍMICAS.

Se conoce como reacción química al cambio mediante el cual una o más sustancias llamadas REACTIVOS se transforman en otras sustancias

diferentes, con nuevas propiedades, denominadas productos. Tanto los reactivos como los productos son ESPECIES QUIMICAS, es decir, sustancias con comportamiento definido, formula exacta, propiedades físicas y químicas características, que generalmente dependen de su GRUPO FUNCIONAL (parte que identifica a la molécula).

Las reacciones químicas son las sustancias de las transformaciones químicas permanentes de las sustancias en la cual se altera su naturaleza química formando nuevas sustancias a las que se llaman productos con propiedades diferentes a las sustancias que le dieron origen las que se llaman reactivos. Los químicos la representan por medio de ecuaciones químicas

H2 + ½ O2 H2O reacción irreversible

reactivos productos

A + B C + D reacción en equilibrio

1.1.-CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS

Se conocen millones de reacciones químicas, de la manera como se comportan las sustancias cuando reaccionan, resultan varias formas de reacciones químicas. Las reacciones químicas pueden ser:

a) REACCIONES DE COMBINACIÓN o SINTESIS.

A + B AB

Cuando dos o más sustancias simples se adicionan químicamente para dar lugar a una sola sustancia más compleja, estas pueden ser:

Compuesto + Compuesto Compuesto

CaO + CO2 CaCO3

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

Elemento + Elemento Compuesto

4Na0(s) + O2(g) 2Na2O (g)

N2(g) + 5 O2(g) 2N2O5(g)

Elemento + Compuesto Compuesto.

2NO(g) + 2O2(g) 2NO2(g)

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

b) REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN.

AB A + B

Una sustancia, por acción de un factor externo (calor, luz, electricidad, etc.), se divide en dos o más sustancias sencillas, se pueden dar entre:

Compuesto Compuesto + Compuesto ∆

CaCO3 CaO + CO2

Compuesto Compuesto + Elemento

calor2 KClO3 2KCl + 3O2

Compuesto Elemento + Elemento

electricidad2H2O 2H2 + O2

c) REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE.

Aquellas en las que un elemento sustituye a otro en un determinado compuesto, así, los elementos más activos desplazan a los menos activos, se puede dar como:

Desplazamiento de hidrógeno.

2HCl + Zn ZnCl2 + H2

Zn(s) + H2SO4 (ac) Zn SO4(s) + H2 (g)

Desplazamiento metálico:

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Las series electromotrices, las series de actividades de algunos metales activos desplazan a los menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en disolución acuosa para producir la forma oxidada del metal más activo y la forma reducida ( metal libre del otro metal o hidrógeno.

FUERZA CRECIENTE COMO AGENTE OXIDANTE

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, I2, Hg, Ag, Br2, Cl2, Au, F2

← FUERZA CRECIENTE COMO AGENTE REDUCTOR ←

Desplazamiento de halógeno:

Por ejemplo en el desplazamiento de halógeno el Flúor desplaza al cloro, Bromo y Yodo, según la serie de actividad de los halógenos ejemplo:

KBr (ac) + Cl2(g) 2KCl (ac) + Br 2 (l)

d) REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O METATESIS.

AB + CD AC + BD

Se producen por reacción de dos compuestos que dan lugar a dos nuevos compuestos, pero sin cambios en sus estados de oxidación, es decir, hay un “ intercambio” de iones , puede darse como :

1.- METATESIS POR PRECIPITACIÓN: Durante el proceso se forma alguna sustancia insoluble ejemplo:

AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)

Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) PbCrO4(s) + 2KNO3(ac)

2.- METATESIS POR NEUTRALIZACIÓN:Las reacciones ácido-base constituyen el tipo más común de reacciones

de metátesis:

LiOH(ac) + HBr (ac) LiBr(s) + H2O(l)

Ca(OH)2 (Ac) + H2SO4(ac) CaSO4(s) + 2H2O(l)

Se debe recordar que las reacciones químicas siempre van acompañadas de cambios de ENERGIA , porque el cambio de reactivos a productos implica ruptura de enlaces y formación de nuevos enlaces.

1.2.- REGLAS DE SOLUBILIDAD:

De los compuestos iónicos en agua a 25 ºC.

1.- Todos los metales alcalinos son solubles (grupo IA)

2.- Todos los compuestos de amonio NH4+ son solubles.

3.- Todos los compuestos que contienen ion nitrato NO3- ; clorato ClO3

-

y perclorato ClO4– son solubles.

4.- La mayoría de hidróxidos son insolubles; las excepciones son los hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario BaOH)2 , Ca(OH)2 , es ligeramente soluble .

5.- Son solubles la mayoría de compuestos que contienen Cl - . Br- o I-

con excepción aquellos que contienen Ag+, Hg2+ y Pb+2 .

6.´- Todos los CO3 -2 , PO4-2 y S-2 son insolubles excepto los de

metales alcalinos y del Ion amonio.

7. - La mayoría de los sulfatos (SO4 -2) son solubles; el CaSO4 y Ag2SO4

son ligeramente solubles. Los BaSO4 , HgSO4 y PbSO4 son insolubles.

Estas reglas son muy importantes para escribir las ecuaciones y para indicar cuales están en forma iónica en la solución.

Considerando como ejemplo la siguiente ecuación:

K3P04 (ac) + Ca(NO3) 2 (ac) Ca 3 (PO4) 2 (s) + 6 KNO3 (ac)

1.3.- ECUACIÓN MOLECULAR.- En la que se considera todos los compuestos que participan las reacciones y productos por ejemplo:

K3P04 (ac) + Ca(NO3) 2 (ac) Ca 3 (PO4) 2 (s) + 6 KNO3 (ac)

1.4.-ECUACION IONICA TOTAL.-En todas las ecuaciones iónicas las sustancias acuosas se van a disociar en sus iones así:

3K+(ac)

+ P04-3

(ac) + Ca+2(ac) + 2 (NO3)- (ac) Ca 3 (PO4) 2 (s) + 6 K+

(ac) + 6 NO3- (ac)

1.5.- ECUACIÓN IONICA NETA.- En la ecuación se elimina los iones espectadores que se encuentran presentes tanto en los reactivos como en los productos o cambiando para nada la reacción química estos se pueden cancelar. Por ejemplo:

Ca+2(ac) + P04

-3 (ac) Ca 3 (PO4) 2 (s)

1.6.- REACCIONES REDOX- BALANCEO DE ECUACIONES

Es un tipo especial de reacciones, se presentan en todas las áreas de la química y de la bioquímica, tienen como característica principal que dos o más átomos cambian sus números o estados de oxidación y por ello implican una transferencia de electrones Esta transferencia de electrones altera las configuraciones electrónicas de los elementos.

Las reacciones de Oxido – Reducción o REDOX constituyen una parte

importante del mundo moderno, abarcan desde la combustión de los

combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos;

La mayoría de los elementos metálicos y no- metálicos se obtienen

de sus menas por procesos de oxidación o de reducción.

El número de oxidación, se define como la cantidad de cargas positivas o negativas que tiene un átomo en una molécula o compuesto por la pérdida o ganancia de electrones. Los números de oxidación son un compuesto puramente formal y sólo pueden determinarse si se aplican reglas. Por ello, puede ocurrir que resulte un número de oxidación fraccionario, pero eso no significa que las cargas electrónicas se dividan.

Las reglas para asignar números de oxidación son:

a) Todo elemento libre, sin combinarse, presenta estado de oxidación cero.

b) Toda molécula es eléctricamente neutra (suma de cargas eléctricas es igual a cero).

c) Los metales tienen estados de oxidación positivos.d) El hidrogeno combinado tiene estado de oxidación +1, salvo en

hidruros metálicos donde es –1.e) El número de oxidación de oxígeno es –2, excepto en los Peróxidos

donde es –1 y superóxidos -1/2 .

1.7. CLASES DE REACCIONES REDOX

a) REDOX SIMPLE.-Cuando elemento y compuesto reaccionan, no se necesita ningún medio ni ácido ni básico. Ejemplo :

Fe(s) +CuSO4 FeSO4(ac) + Cu (s)

b) REDOX DE DESPROPORCIONAMIENTO O DISMUTACION.- Cuando uno de los reactantes hace la vez de agente oxidante y agente reductor, es decir que se oxidan y se reducen a la vez.

3NO2(g) + H2 O 2HNO3(l ) + NO(g)

c) REDOX EN MEDIO ACIDO.- Cuando el ácido como reaccionante actúa también como agente reductor.

2KMnO4 + 5H2 O2 +3H2SO4 2MnSO4 +5 O2 +K2 SO4 +8H2O

d) REDOX EN MEDIO BASICO.- Donde la base actúa además como agente oxidante.

3MnSO4 +2KMnO4 + 4KOH 5MnO2 + 3K2 SO4 +2H2O

e) REDOX EN MEDIO NEUTRO.- Cuando el agua esta en los reaccionantes puede formarse ya sea un ácido o una base.

2K2 CrO4 +H2O +KHSnO2 2KCrO2 +2 KOH + 3 KHSnO3

Ejemplo:

Examinemos la reacción de formación del óxido de Magnesio : +2 -2

2 Mg° (s) + O2°(g) 2 MgO(s)

Los estados de oxidación de los dos elementos se han determinado aplicando las reglas anteriores. La reacción se puede analizar dividida en dos partes:

I) Semirreacción del Mg : Mg° - 2e- Mg+2 OXIDACION

II) Semirreacción del O : O°2 + 4e- 2 O –2 REDUCCION

El Mg pierde dos electrones y aumenta su estado de oxidación, es decir, se OXIDA; mientras que los dos átomos de oxígeno ganan cuatro electrones en total, y disminuyen sus estados de oxidación, o sea se REDUCEN. Luego:

OXIDACION: es la pérdida de electrones, que trae como consecuencia, el aumento algebraico del estado de oxidación.

REDUCCION: es la ganancia de electrones, que significa, disminución algebraica del estado de oxidación.

Los electrones no pueden crearse o destruirse, por ello, la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente en las reacciones químicas ordinarias y en la misma cantidad.

La sustancia o elemento que se oxida ( pierde electrones) provoca la reducción de otro elemento o sustancia y se denomina AGENTE REDUCTOR, o simplemente Reductor.

Por su parte, el elemento que se reduce (gana electrones) ocasiona la oxidación del otro, por lo que recibe el nombre de AGENTE OXIDANTE o simplemente Oxidante. En la reacción del ejemplo el Mg es el reductor y el Oxígeno el oxidante.

Los principios que acabamos de estudiar se aplican a los diversos métodos de balanceo de las ecuaciones de óxido - reducción, entre los cuales podemos citar: Electrón – valencia o estado de oxidación, Ión –electrón y Algebraico.

1.8.- BALANCEO DE ECUACIONES

El balanceo de ecuaciones químicas se puede realizar por :

a) Simple inspección o tanteo.b) Coeficiente indeterminados .c) Número de oxidaciónd) Ion electrón

A) METODO DE SIMPLE INSPECCION

En este método se recomienda primero igualar los metales y finalmente al

oxígeno. El balance de los átomos de oxigeno muchas veces sirve para

verificar si la ecuación esta correctamente igualada:

H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4) 3 + H2O

a) Como hay dos átomos de Al en el segundo miembro y solo uno en el primer miembro, se multiplica por 2 al Al(OH)3.

H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4) 3 + H2O

b) En el segundo miembro aparecen 3 átomos de azufre y uno en el primero luego se multiplica por 3 al H2SO4

3 H2SO4+ 2 Al(OH)3 → Al2(SO4) 3 + H2O

c) En el primer miembro en total hay 12 átomos de hidrógeno, mientras en el segundo miembro sólo hay dos, en consecuencia se multiplica por 6 al H2O

3 H2SO4+ 2 Al(OH)3 → Al2(SO4) 3 + 6 H2O

d) Nos sirve para verificar si la ecuación está o no correctamente balanceada. La cantidad total de átomos de Oxígeno en ambas partes debe ser la misma para que la ecuación esté correctamente balanceada.

B) METODO DE COEFICIENTES INDETERMINADOS

Para balancear por este método se recomienda seguir los mismos pasos que se sigue en el balance de la siguiente ecuación.

K2Cr2O7 + FeCl2 +HCl → KCl +CrCl3 +FeCl3 +H2O

Solución:

a) Se asignan coeficientes literales (a,b,c,d,f,...) a cada una de las sustancias de la ecuación.

aK2Cr2O7 + b FeCl2 +cHCl → dKCl +eCrCl3 +fFeCl3 +gH2O

b) Se realiza un balance de átomos para cada elemento, obteniéndose así un sistema de ecuaciones indeterminadas.

k→ 2 a = d Fe → b = f

Cr→ 2 a = e Cl → 2 b + c = d + 3e + 3f

O→ 7 a = g H → c = 2g

c) El sistema de 6 ecuaciones con 7 incógnitas es indeterminado , para resolver se asigna un valor arbitrario ( preferentemente 1) a cualquiera de las incógnitas ( preferentemente al que más veces se repite )

En el ejemplo, asignemos el valor de uno a la incógnita a. ( a = 1) reemplazando en el sistema el valor de a se obtiene:

d = 2 b = f

e = 2 2 b = 3f -6

g = 7 c = 14

resolviendo ( 1 ) y ( 2 ) se tiene : b = f = 6

d) Los valores obtenidos en 3º se reemplazan en la ecuación primitiva y se tiene balanceada la ecuación

K2Cr2O7 + 6 FeCl2 +14 HCl → 2 KCl + 2 CrCl3 +6 FeCl3 + 7 H2O

NOTA : Si los valores obtenidos en 3º son fraccionarios , se debe multiplicar a todos por un mismo número hasta que se conviertan en enteros.

C) METODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN ó REDOX

Este método sólo es aplicable a reacciones Redox.

Para resolver por este método , seguir el mismo procedimiento como se hace

en el siguiente ejemplo :

HNO3 + H2S → NO + S + H2O

a) Se identifica los átomos que sufren variación el número de oxidación.

HN+5 O3 +H2 S-2 → N +2 O + Sº + H2O

N+5 → N +2 Reducción.

S-2 → Sº Oxidación

b) Con los átomos identificados se forman semireacciones, se balancean estas , de tal forma que existan igual cantidad de átomos en ambas partes y luego se determina el número de electrones ganados y perdidos.

+3e-

N+5 → N +2 Reducción. ( 1 )

-2e-

S-2 → Sº Oxidación ( 2 )

Nótese que en ( 1 ) hay ganancia (+3e -) en consecuencia el fenómeno se llama reducción y en ( 2 ) hay perdidas de electrones ( -2 e - ) es decir oxidación.

El número de electrones ganados o perdidos se pueden hallar mecánicamente en la siguiente forma: Xe-

Ea → Eb......... X = (a-b)

Aplicando esta fórmula al ejemplo se tiene:

X1e-

N+5 → N +2 X1= (+5) - ( +2 ) = +3

X1= (+5) - ( +2 ) = +3 ganancia de electrones

X2e- S-2 → Sº Oxidación ( 2 e-)

X2e- = ( -2 ) - ( 0 ) = -2 Pérdida de electrones .

c) Se igualan las cargas, esto se logra haciendo que la cantidad de electrones

perdidos sea igual a la cantidad de electrones ganados y luego se suman

ambas semireacciones.

En este ejemplo se multiplica por 2 a la semireacción (1) y por 3 a la semireacción ( 2 )

+6e-2N+5 → 2N+2

-6e-3S-2 → 3 Sº

2N+5 + 3 S-2 → 2N +2 + 3 Sº

d) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la ecuación propuesta.

2HNO3 + 3 H2S → 2NO + 3S + H2O

e) Se termina el balance por tanteo. Se observa en este ejemplo que en el primer miembro hay 8 átomos de hidrógeno y en el segundo, solo 2 átomos, en consecuencia se multiplica por 4 el H2O

2HNO3 + 3 H2S → 2NO + 3S + 4 H2O

D) METODO DEL ION ELECTRON

La mayor parte de las reacciones que ocurren en el laboratorio , se realizan

en disolución acuosa , éste puede ser ácida , básica o neutra en estos

casos , generalmente no se dan todos los reactivos o productos, si no

solamente aquellos que han sufrido cambios en estado de oxidación , el resto

de los datos deben ser puestos por uno mismo .

Por ejemplo:

1.- REACCIONES EN MEDIO ÁCIDO

(Cr2 0 7) –2 + Fe +2 → Cr+3 + Fe +3

a) Con los átomos cuyos números de oxidación varían, forme reacciones e iguales el número de átomos para cada elemento .

( Crx2O7 )-2 + Fe+2 → Cr +3 + Fe+3

Luego:

Cr 2+6 → 2 Cr +3

Fe+2 → Fe+3

b) Dedúzcase el cambio total en el número de oxidación para cada semireacción, en otras palabras, hállese el número de electrones perdidos y ganados.

X1eCr 2

+6 → 2 Cr +3

X2eFe+2 → Fe+3

X1 = 2( +6) -2(+3) = +6 ganancia de electrones .

X2 = +2 - ( +3 ) = -1 perdida de electrones.

Luego:

+6e-i) Cr 2

+6 → 2 Cr +3 reducción

-1e-ii) Fe+2 → Fe+3 oxidación

c) Balancéense las semireacciones de manera que se pierda y se gane el mismo numero de electrones, ello se logra multiplicando por 6 la semireaccion (ii) . Luego sume ( i ) è (ii )

+6ei) Cr 2

+6 → 2 Cr +3

-6eii) 6Fe+2 → 6 Fe+3 _____________________________________________

0iii) Cr 2

+6 + 6 Fe+2 → 2 Cr +3 + 6 Fe+3

d) Los coeficientes así obtenidos coloque en la ecuación esquelética.

( Cr2O7 )-2 + 6 Fe+2 → 2Cr +3 + 6 Fe+3

e) Balancéense las cargas , por cada carga positiva use H3O + ( Hidronio ) o H+ ( protón ) , y por cada carga negativa use OH- ( hidroxilo ) ó ( electrón ), Nosotros usaremos H+ y OH-

CASOS:

a) En medio ácido : use H+1 para igualar las cargas positivas.b) En medio básico : use OH- para igualar las cargas negativas .c) En medio neutro : use H+1 ó OH- , pero en el segundo miembro de la

ecuación.

En el ejemplo nos dice que el medio es àcido, por lo tanto usamos el Ion H+

( Cr2O7 )-2 + 6 Fe+2 → 2Cr +3 + 6 Fe+3

Cargas: -2 + 6 ( +2 ) → 2( +3 ) + 6 ( +3 )

+10 → +24

Faltan 14 cargas positivas a la izquierda por lo tanto deben agregarse 14 H+1

( Cr2O7 )-2 + 6 Fe+2 + 14 H+ → 2Cr +3 + 6 Fe+3

f) Balancéense los átomos de hidrógeno agregando H2O, a alguno de los miembros de la ecuación . En el ejemplo hay 14 H en el primer miembro, en consecuencia se agrega 7 H2O en el segundo miembro.

( Cr2O7 )-2 + 6 Fe+2 + 14 H+ → 2Cr +3 + 6 Fe+3 + 7 H2O

g) Verificación: Para estar seguros de que se ha balanceado correctamente

debe verificarse con el oxígeno. Deben existir igual cantidad de átomos de

oxígeno en ambas partes.

2.- REACCIONES EN MEDIO BÁSICO O ALCALINO.

( MnO4)- + ( HCO2)- → MnO2 + ( CO3 )-2

a) Identificar los átomos que sufren variación en el ( Mn xO -2

4) - x + 4 ( -2 ) = -1 x = +7

( HC xO2)- 1+x +4 ( -2 ) = -1 x = +2

Luego:

i) Mn+7 → Mn+4 Reducción

ii) C+2 → C+4 Oxidación

b) Dedúzcase el cambio toral en el número de oxidación en cada semi reacción

En i) +7 - ( +4 ) = +3 ganancia de electrones.

En ii ) +2 - ( +4 ) = -2 pérdida de electrones .

Luego:

+3e-Mn+7 → Mn+4

-2e-C+2 → C+4

d) Balancéense cargas y sume ambas semi reacciones :

+6e-2Mn+7 → 2Mn+4

-6e-3C+2 → 3C+4

_______________________________________________

2Mn+7 + 3C+2 → 2Mn+4 + 3C+4

e) Los coeficientes coloque en la ecuación esquelética y luego balancee las cargas añadiendo OH- por ser el medio básico.

2MnO4- + 3 HCO2

- → 2MnO2 + 3CO3 -2

2 (-1 ) + 3 (-1 ) 2 (0) + 3 ( -2 )

-5 -6

Falta una carga negativa en el primer miembro, en consecuencia se añade un OH- al primer miembro.

2MnO4- + 3 HCO2

- + OH- → 2MnO2 + 3CO3 –2

f) Balancéense los átomos de hidrogeno añadiendo agua.

2MnO4- + 3 HCO2

- + OH- → 2 MnO2 + 3CO3 -2 + 2 H2O

g) Verificación : Con los átomos de oxígeno que verifique :

2MnO4- + 3 HCO2

- + OH- → 2 MnO2 + 3CO3 -2 + 2 H2O