Quimica 1 CCH de luzMS: 2013

Enlace Iónico

     Es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.
     Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

     Ejemplos:

NaCl (cloruro de sodio)

KCl (cloruro de sodio)

KI (ioduro de potasio)

CaCl2 (cloruro de calcio)

FeO (óxido de hierro (II))

MnO2 (manganesa)

Li3N (nitruro de litio)

CaC2 (acetiluro de calcio)

Ca3P2 (fosfuro de calcio)

AgCl (cloruro de plata)

Propiedades:

• Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.

• Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición.

• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.

• Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas.

• Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.

En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.

Unión y red cristalina:

La unión es posible gracias a la fuerza de atracción entre las cargas positivas y las cargas negativas que se forman

Una red cristalina, depende de lo siguiente:

Tamaño de los iones.- El valor del radio de los iones marcará la distancia a la que se pueden situar por una simple cuestión de espacio. En el caso de redes cuyos tamaños iónicos son más semejantes, los iones se pueden rodear de un mayor número de iones de carga opuesta, y esta red iónica presenta coordinación (8,8), que es la llamada cúbica centrada en el cuerpo.

Carga de los iones.- Como el cristal es eléctricamente neutro, si los iones tienen carga distinta esto condicionará la estequiometría y, por tanto, la estructura y el índice de coordinación.

Cuando se funden se liberan de sus posiciones fijas:

Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe.

En otras palabras, los iones tienen posiciones fijas y carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la electricidad.

El sodio es un elemento metálico solido que al reaccionar con cloro gaseoso produce una reacción exotérmica formando un precipitado de cloruro de sodio o sal común.

Enlace Covalente

Se produce cuando existe electronegatividad polar y se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones.

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).

Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.

En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

Ejemplos:

H2 (gas dihidrógeno)
O2 (gas oxígeno)
Cl2 (gas cloro)
Br2 (bromo elemental)
N2 (gas nitrógeno)
CH4 (metano)
C2H6 (etano)
S8 (azufre rómbico)
P4 (fósforo blanco)
NF3 (fluoruro de nitrógeno)

Propiedades:

Temperaturas de fusión y ebullición bajas.

En condiciones ordinales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos

Son blandos en estado sólido.

Aislantes de corriente eléctrica y calor.

Solubilidad. Las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Enlace covalente polar o puro

Cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.

Ejemplos:

Metano CH4
Aminas CH3-NH-CH3
Amoniaco NH3
Dióxido de carbono CO2
Oxido nitroso N2O
Oxido nítrico NO

Características:

Enlace sencillo ó simple: se comparten 2 electrones de la capa de valencia.

Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia.

Enlace triple: se comparten 6 electrones de la capa de valencia en 3 pares.

Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de la capa de valencia en 4 pares .
Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de la capa de valencia en 5 pares.

Enlace covalente no polar

Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico el enlace covalente formado es coordinado o dativo. Aunque las propiedades de enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado. Un átomo no completa la regla del octeto.

Características:

Se forma entre átomos iguales o diferentes, y la diferencia de electronegatividad debe ser cero o muy pequeña (menor que 0,4).
En este enlace, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad, generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.

Oxigeno sobre elementos

Con este material conocerás cómo interactúa el oxígeno ante los metales y no metales para la formación de hidróxidos y ácidos.

Dicho proceso, conocido como oxidación, lo podemos observar en las tuberías, en la herrería y es relevante en las industrias de la construcción y marítima. La oxidación también tiene que ver con la combustión que usas a diario al calentar alimentos en la estufa ó el agua para bañarte, así como la que ocurre en el motor de los automóviles y, en la síntesis de algunos medicamentos.

Reacciones de oxígeno

El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta Tierra, constituye aproximadamente el 50% en masa de la corteza terrestre y forma el 21% en volumen de la atmósfera.

Todo fenómeno químico puede ser representado a través de una ecuación química , que nos muestra los cambios que se llevan a cabo.

Reacción con metales

las reacciones del oxígeno con un metal, es la que ocurre con el magnesio al someterlo a la reacción de oxidación en una flama, pues desprende una intensa luz blanca y se convierte en un sólido blanco muy frágil; el producto de esta reacción es un óxido metálico llamado óxido de magnesio.

molecularmente lo que ocurre es: En la formula lo que pasa es:

Reacción con no metales

Todo cambio químico puede ser descrito a través de una ecuación que nos muestra las transformaciones que ocurren cuando interactúan dos o más sustancias entre sí. Se puede tomar como ejemplo el carbono, cuando éste es sometido a la reacción de oxidación en la flama, se lleva a cabo su combustión y se desprende un gas llamado monóxido de carbono.

Molecularmente lo que ocurre es:

Se forman dos moléculas de monóxido de carbono. La otra posibilidad es cuando el carbono actúa con la valencia de 4+ y solo hay una molécula de dióxido de carbono:

Reacciones de óxido con agua

los óxidos metálicos como no metálicos, es factible combinarlos con agua para formar nuevos compuestos. En el caso de los óxidos metálicos cuando interactúan con agua forman hidróxidos.

Ejemplo del magnesio:
El óxido de magnesio en presencia de agua forma el hidróxido de magnesio.

Los óxidos no metálicos en presencia de agua forman ácidos del tipo oxácido.
Por ejemplo en el dióxido de carbono o anhídrido carbónico al reaccionar con agua, produce una molécula de ácido carbónico.

Observa que sólo se suman la cantidad de elementos que intervienen en la síntesis de los ácidos, empezando por la calidad ácido representado por los hidrógenos, después el no metal y finalmente la cantidad de oxígenos que intervienen en la esquematización simbólica de la reacción para formar ácidos.

Reglas de nomenclatura

La nomenclatura química es un conjunto de reglas que se aplican para nombrar y representar con símbolos y fórmulas a los elementos y compuestos químicos. Actualmente se aceptan tres sistemas de nomenclatura donde se agrupan y nombran a los compuestos inorgánicos:

Sistema de nomenclatura estequimétrico ó sistemático de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, (IUPAC).
Sistema de nomenclatura funcional, clásico ó tradicional.
Sistema de nomenclatura Stock.

Óxidos metálicos

El oxígeno con metales cuando reaccionan con el agua producen bases.

Nomenclatura Stock Se nombra con la palabra genérica óxido seguido de la preposición de enseguida el nombre del metal , por ejemplo: óxido de calcio.

Cuando el metal presenta más de una valencia se nombran con la palabra genérica óxido seguida de la preposición de y después el nombre del metal, escribiendo entre paréntesis con número romano el valor de la valencia, por ejemplo:

Nomenclatura clásica ó tradicional Estos mismos compuestos se pueden nombrar con la palabra genérica óxido seguida del nombre del metal con el sufijo oso para el valor menor de la valencia y con el sufijo ico cuando el valor de su valencia es mayor, por ejemplo:

Nomenclatura IUPAC La IUPAC determina que estos compuestos se nombran a partir de la cantidad de elementos que los constituyen, por ejemplo.

NiO se nombra Monóxido de níquel y el Ni₂O₃ Trióxido de diníquel

Óxidos ácidos

Son combinaciones del oxígeno con un no metal y al reaccionar con agua producen ácidos del tipo oxiácido.

Nomenclatura Stock Se nombra con la palabra óxido seguida de la preposición de, a continuación el nombre del no metal expresando con número romano el valor de la valencia con la que interactuó con el oxígeno, por ejemplo:

Nomenclatura clásica ó tradicional

Este mismo tipo de compuestos, también se pueden nombrar con la palabra genérica anhídrido seguida del nombre del no metal con el sufijo oso para el valor de la menor valencia e ico para el valor de la mayor valencia, por ejemplo:

Cuando el no metal presenta más de dos valencias como es el caso del cloro se conservan los sufijos de la regla anterior y se utilizan además: el prefijo hipo que significa inferior o debajo, y el prefijo hiper o per que significa mayor o superior, por ejemplo:

Nomenclatura IUPAC Este tipo de compuestos se nombran a partir de la cantidad de elementos que constituyan a su representación simbólica, empleando las raíces griegas de los números correspondientes, por ejemplo:

Dependiendo del número de valencias que presente el no metal, por ejemplo el carbono tiene dos valencias positivas 2+ y 4+, cuando actúa con el número de valencia 2+ al combinarse con el oxígeno 2-, se forma el monóxido de carbono, como se aprecia en la siguiente representación:

Cuando la combinación se lleva a cabo con la valencia 4+, resulta:

Hidróxidos
¿Cómo se forman y nombran los hidróxidos?

Nomenclatura Stock Cuando ya se tiene un óxido metálico, al combinarse con agua forma un hidróxido, también conocido como base, por ejemplo:

Nomenclatura clásica ó tradicional
Se conserva la misma nomenclatura para nombrar a los compuestos derivados de los óxidos metálicos formando los hidróxidos correspondientes y también se conservan los sufijos “oso” para el valor menor de la valencia e “ico” para el valor mayor, por ejemplo:

Nomenclatura IUPAC
Se conserva la misma nomenclatura, es decir, considerando la cantidad de elementos que constituyen el compuesto, por ejemplo:

Puedes acudir a un recurso didáctico sencillo: combinar directamente el metal en forma de ion positivo con el radical hidroxilo con valencia 1- (OH)^1-, como se muestra a continuación:

Ácidos
Cuando se tiene un óxido no metálico, al combinarse con agua forma un ácido de tipo oxiácido, se llaman oxiácidos porque en su composición está presente el oxígeno y la calidad ácida será determinada por la presencia del hidrógeno.

Nomenclatura Stock
Se nombra al no metal con el sufijo ato, seguida del valor de la valencia del no metal y por último se agrega de hidrógeno.

Nomenclatura clásica ó tradicional Cuando los óxidos no metálicos se combinan con agua por síntesis o adición forman su ácido correspondiente, derivando su nombre del anhídrido del cual provenían, se pierde la palabra anhídrido, se cambia por ácido y conserva el nombre del anhídrido originario.
Por ejemplo, para formar los ácidos correspondientes del carbono, se parte de su óxido o anhídrido en presencia de agua, reaccionan y se produce:

Nomenclatura IUPAC
Se conserva la misma nomenclatura, es decir, considerando la cantidad de elementos que constituyen el compuesto, por ejemplo:

Hidrácido
Este tipo de compuestos se forman con la combinación de un hidrógeno (H⁺) como ión positivo y un no metal (NM^-) como ión negativo.

Nomenclatura Stock
Se nombran con el nombre del no metal con sufijo uro seguida de la preposición de y finalmente la palabra hidrógeno, en estado natural. Por ejemplo:

Nomenclatura tradicional e IUAPAC
En este caso convergen la nomenclatura clásica o tradicional y la de IUPAC, en éstas se nombran con la palabra genérica ácido seguida del nombre del no metal con el que se combinó y con el sufijo hídrico, en disolución acuosa, por ejemplo:

N2O5	anhídrido nítrico	óxido de nitrógeno (v)	pentaóxido de dinitrógeno
FeO	óxido ferroso	óxido de hierro (II)	monóxido de fierro
HClO	ácido hipocloroso	clorato (I) de hidrógeno	monoxoclorato de hidrógeno
Al2O3	óxido alumínico	óxido de aluminio	trioxido de dialuminio
Co2O3	óxido cobáltico	óxido de cobalto (II)	trióxido de dicobalto

H2SO4	ácido sulfúrico	sulfato (VI) de hidrógeo	teraososulfato (VI) de hidrógeno
Na2O	óxido sódico	óxido de sodio	óxido de disodio
Ba(OH)2	hidróxido de barico	hidróxido de bario	hidróxido de bario
I2O5	anhídrido yódico	óxido de yodo (V)	pentaóxido de diyodo
HBr	ácido bromhídrico	ácido bromhídrico	bromuro de hidrogeno

Balanceo

El balanceo consiste en igualar el número de átomos de cada elemento tanto en los reactivos como en los productos, y sirve para verificar la Ley de la Conservación de la Materia.

Para escribir y balancear una ecuación química de manera correcta, es necesario tener presente las siguientes recomendaciones:

Revisar que la ecuación química esté completa y correctamente escrita.
Observar si se encuentra balanceada.
Balancear primero los metales, los no metales y al final el oxígeno y el hidrógeno presentes en la ecuación química.
Escribir los números requeridos como coeficiente al inicio de cada compuesto.
Contar el número de átomos multiplicando el coeficiente con los respectivos subíndices de las fórmulas y sumar los átomos que estén de un mismo lado de la ecuación.
Verificar el balanceo final y reajustar si es necesario.
A continuación veremos los pasos a seguir para que realices un balanceo de ecuaciones químicas.
Observa que la ecuación química esté completa y bien escrita.

Para poder comprobarlo revisa las siguientes reglas:

Contar el número de elementos existentes en dicha ecuación de lado de los reactivos y del lado de los productos, empezando por: metales, no metales, dejando para el final al oxígeno e hidrógeno.

Al hacer el conteo de cada lado, se recomienda indicar con coeficientes la igualación de la cantidad de átomos de los elementos que intervienen en la representación de una reacción química, por ejemplo:

Se aprecia la presencia de un aluminio de lado de los reactivos y dos del lado de los productos, por lo que es necesario colocar un coeficiente de dos en el aluminio del lado de los reactivos.

A continuación contar el no metal, oxígeno de ambos lados de la ecuación, por inspección se observa que del lado de los reactivos se requiere un coeficiente tres y de dos en el compuesto óxido de aluminio con el fin de igualar la cantidad de oxígenos.

Se contabiliza nuevamente el aluminio, observando que se alteró en cantidad de átomos de este elemento, por lo que ahora es necesario tener cuatro aluminios del lado de los reactivos en lugar de dos, con el fin de equilibrar la cantidad de átomos del elemento aluminio en reactivos y en productos.

Para comprobar la igualdad de la cantidad de átomos de los elementos que intervienen en la representación de la reacción química, se recomienda volver a contar la cantidad de cada uno de ellos.

Balanceo de un fenómeno de neutralización

En este caso una que representa un fenómeno de neutralización, es decir, reacciona un ácido y una base, para formar una sal y agua.

Observar que la ecuación química esté completa y bien escrita.
Contar el número de elementos existentes en dicha ecuación del lado de los reactivos y después los correspondientes a los productos, empezando por: metales, no metales, dejando para el final al oxígeno e hidrógeno.
Al hacer el conteo de cada lado, se recomienda indicar con coeficientes la igualación de la cantidad de átomos de los elementos que intervienen en la representación de una reacción química.

Ahora veamos un ejemplo: