unidad 9 formulación inorgánica - nocturno giner · predecir el tipo de enlace que se espera de...

186

UNIDAD

Enlace químico.Formulación inorgánica

9

n este tema se va a dar respuesta a preguntas como ¿ Por qué se unen determinados tipos

de átomos? ¿Por qué se forman sustancias muy estables y otras no tanto? ¿Por qué estas

uniones entre átomos dan lugar a sustancias con propiedades totalmente dispares?...

En definitiva, vamos a hablar de por qué se unen o enlazan los átomos, de las diferentes formas de

enlazarse los átomos y de las propiedades que derivan de estos enlaces.

Se suelen utilizar dos líneas teóricas para justificar la formación de los enlaces; una de ellas

basada en la tendencia de los átomos a conseguir configuraciones electrónicas estables y la otra

basada en que la formación del enlace lleva al sistema a una situación de menor energía, por lo tanto

más estable.

Durante este curso nos basaremos en la primera línea teórica, puesto que para entender la segunda

se necesitan una serie de conocimientos termodinámicos que aún no tienes, pero que podrás estudiar

en el próximo curso de Química.

Los objetivos que nos proponemos alcanzar en esta Unidad son los siguientes:

1. Predecir el tipo de enlace que se espera de dos elementos químicos, en función de su posición

en el Sistema Periódico.

2. Comprender los mecanismos por los que se forman los distintos tipos de enlaces o uniones

entre átomos.

3. Conocer los diferentes tipos de fuerzas que hacen que las moléculas se unan entre sí formando

estructuras mayores.

4. Comprender las propiedades físicas que van asociadas a cada tipo de enlace.

5. Conocer y aplicar las normas de formulación y nomenclatura a los compuestos químicos

más corrientes.

E

187

SISTEMA PERIÓDICO Gases nobles

Elementoselectronegativos

Elementoselectropositivos

EnlaceCovalente

EnlaceIónico

EnlaceMetálico

PropiedadesCaracterísticas

Regla delOcteto

Justificación de laformación de enlaces

SólidosCristalinos

SólidosCristalinos

- Sólidos Covalentes

- Moléculas - Polares - Apolares

Puntos de Fusión

Dureza

Solubilidad

Conductividad Eléctrica

Otras Propiedades

1. GASES NOBLES. REGLA DEL OCTETO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1882. EL ENLACE QUÍMICO. DIFERENTES TIPOS DE ENLACE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 188

2.1. El enlace químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 188

2.2. Diferentes tipos de enlace . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 189

3. ENLACE IÓNICO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1903.1. Formación del enlace iónico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 190

3.2. Propiedades características del enlace iónico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 192

4. ENLACE COVALENTE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1944.1. Teoría de Lewis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 194

4.2. Formación de algunas sustancias. Enlace sencillo, enlaces múltiples y enlace covalente coordinado . . . . . . .194

4.3. Distintos tipos de sustancias covalentes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 197

4.4. Propiedades de las sustancias covalentes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 200

5. ENLACE METÁLICO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2015.1. Modelo de la nube de electrones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 201

5.2. Propiedades de las sustancias con enlace metálico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 202

6. CONCEPTO DE VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2047. FORMULAR Y NOMBRAR . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 206

7.1. Nomenclatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 206

7.2. Formulación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 207

8. COMPUESTOS BINARIOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2098.1. Óxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 209

8.2. Hidruros . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 212

8.3. Sales binarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 213

8.4. Peróxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 214

9. COMPUESTOS TERNARIOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2149.1. Hidróxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 214

9.2. Ácidos oxácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 215

9.3. Oxisales o Sales de ácidos oxácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 217

Í N D I C E D E C O N T E N I D O S

188

1. Gases nobles. Regla del octetoEn el tema anterior ya vimos que los elementos del grupo 8A, los gases nobles, son unos

elementos tan estables que no reaccionan, es decir, sus átomos no se combinan con otros átomos.

Esto se atribuye a que la configuración electrónica externa es muy estable, de manera que, según

Lewis, el resto de los átomos se combinan con el fin de conseguir una configuración electrónica

más estable y la máxima estabilidad se alcanza cuando un átomo consigue ocho electrones en

su última capa, como tienen los gases nobles. Esto se conoce como regla del octeto.

Cuando los átomos se unen formando enlaces, solo intervienen en este proceso los electrones

de sus capas externas. Por este motivo, para el estudio de los enlaces, tan solo nos interesan los

electrones de valencia, los electrones de la última capa.

Según Lewis, los átomos, para conseguir su máxima estabilidad (ocho electrones en la última

capa), pueden ganar electrones, perder electrones, incluso compartir electrones. Estos tres

supuestos se van a dar en los diferentes tipos de enlace que vamos a estudiar.

2. El enlace químico. Diferentes tipos de enlace

2.1. El enlace químicoSe entiende por enlace la unión que se da entre dos o más átomos. En esta unión interviene,

fundamentalmente la capa externa de los átomos. Por este motivo, el estudio de los enlaces tuvo

un gran impulso con el desarrollo de la Tabla Periódica y el conocimiento de las configuraciones

electrónicas de los distintos átomos.

Hemos de tener en cuenta que un enlace se forma si se pasa a una situación de mayor

estabilidad. La formación del enlace irá siempre acompañada de un desprendimiento de energía.

La misma cantidad de energía que se desprende en su formación es la que se deberá aportar

para romper dicho enlace y se conoce con el nombre de energía de enlace.

El esquema básico que se seguirá para estudiar los diferentes tipos de enlace será:

● Justificación teórica del enlace.

● Formación de algunas sustancias.

● Propiedades derivadas de este enlace.

2.2. Diferentes tipos de enlaceBásicamente se consideran tres tipos de enlace, aunque, a veces, se dan enlaces con

características intermedias entre dos de estos tipos de enlace. Estos enlaces son:

enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

Vamos a ver cómo, a partir de las configuraciones electrónicas y de la posición que ocupan los

átomos en la Tabla Periódica, podemos predecir el tipo de enlace que se dará entre esos átomos.

ENLACE QUÍMICO. FORMULACIÓN INORGÁNICA

9UNIDAD

189

Recuerda que en la Unidad anterior clasificamos los elementos según su electronegatividad,

en electropositivos o metales y electronegativos o no metales. En función de esta clasificación:

Según este criterio vamos a predecir el tipo de enlace que dará en las siguientes sustancias:

KF, SO

2

, H

2

, cobre.

En primer lugar, clasificamos los elementos en metales y no metales, y luego deducimos el

tipo de enlace que unirá estos átomos. Así tendremos:

● K es electropositivo y F electronegativo. Se unirán mediante enlace iónico.

● S es electronegativo y O electronegativo. Se unirán mediante enlace covalente.

● H es electronegativo. Los átomos de hidrógeno se unen mediante enlace covalente.

● Cu es electropositivo. Los átomos de Cu se unen mediante enlace metálico.

● Si se unen átomos de un elemento electropositivo con átomos de un elemento

electronegativo se formará enlace iónico.

● Si unen átomos de elementos electronegativos se formará enlace covalente.

● Si se unen átomos de elementos electropositivos se formará enlace metálico.

o b ` r b o a^

T Se entiende por enlace la unión que se da entre dos o más átomos.

T Básicamente se consideran tres tipos de enlace: enlace iónico, enlace covalente y enlace

metálico.

T A veces, se dan enlaces con características intermedias entre dos de estos tipos de enlace.

T Si se unen átomos de un elemento electropositivo con átomos de un elemento electronegativo

se formará enlace iónico. Si se unen átomos de elementos electronegativos se formará enlace

covalente. Si se unen átomos de elementos electropositivos se formará enlace metálico.

1. Dadas las siguientes sustancias: CaO, cinc, CO

2

, NH

3

, Na

2

S y KNO

3

.

a) Clasifica los elementos que las forman en función de su electronegatividad.

b) Según esta clasificación indica el tipo de enlace con que se unirán los átomos de las citadas

sustancias

A c t i v i d a d e s

190

3. Enlace iónicoSe produce entre átomos de muy diferente electronegatividad y es una fuerza electrostática

que mantiene unidos iones.

3.1. Formación del enlace iónicoVamos a ver cómo se forma este enlace tomando como ejemplo el cloruro sódico NaCl que

es una sustancia por todos conocida como sal de cocina.

El Na tiene 11 electrones y su configuración electrónica es 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

, si pierde el electrón

de su última capa conseguirá la configuración de un gas noble.

El Cl tiene 17 electrones y su configuración electrónica es 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

, si gana un electrón

conseguirá la configuración de un gas noble.

Cuando los átomos de Cl y Na se ponen en contacto, se intercambian electrones, El Cl gana

los electrones que suelta el Na, consiguiendo ambos la configuración estable de gas noble, pero,

al mismo tiempo, se forman cationes Na

+y aniones Cl

−que se atraen y se unen, esta unión de

iones de distinto signo es lo que llamamos enlace iónico.

Ambos elementos químicos han ganado estabilidad al conseguir la configuración de gas noble,

además se han formado iones de distinto signo que se atraen mediante enlace iónico (se llama

así ya que los átomos que intervienen en el enlace se encuentran, en realidad, en forma de iones).

Este tipo de enlace no forma moléculas sino redes cristalinas.

La fuerza de atracción entre iones actúa en todas direcciones, de manera que cada ion positivo

atrae a los iones negativos próximos y viceversa. Cada ion se rodea del máximo número posible

de iones de distinto signo, ordenándose y formando así las redes cristalinas.

El número de iones de distinto signo que rodean a cada ion se llama índice de coordinacióny va a depender entre otros factores del tamaño relativo de los iones positivos y negativos.

El número de iones positivos y negativos depende de la carga de estos. Se ha de conservar

en el cristal la neutralidad eléctrica.

NaCl

NaCl

+

Figura 1: Formación del NaCl


9UNIDAD

191

La fórmula NaCl nos indica, no que se haya unido un ion Na

+y un ion Cl

−, sino que existe el

mismo número de iones Na

+que de iones Cl

−.

Los cristales iónicos están formados por una unidad básica (celdilla unidad) que se repite un

gran número de veces en las tres direcciones del espacio, tal y como se muestra en el siguiente

dibujo.

Desde el punto de vista energético la formación de las sustancias iónicas es favorable,

fundamentalmente por la gran cantidad de energía que se desprende cuando los iones se atraen

y se unen formando una red cristalina. Esta energía se denomina energía reticular y va a depender

del tipo de red cristalina, siendo directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente

proporcional al tamaño de dichos iones. Durante el próximo curso estudiarás con profundidad

todos los factores energéticos que intervienen en la formación de una sustancia iónica.

Na

+

Cl

Figura 2: Red cristalina y celdilla unidad del NaCl

o b ` r b o a^

T El enlace iónico se forma cuando se ponen en contacto átomos de muy diferente

electronegatividad, se transfieren entre ellos electrones para conseguir una configuración

electrónica más estable y así se forman iones de distinto signo que se atraen y se unen, esta

unión de iones de distinto signo es lo que se llama enlace iónico.

2. Justifica la formación del MgO tal y cómo se ha hecho con el NaCl.


192

3.2. Propiedades características del enlace iónicoNos centraremos en algunas propiedades físicas que estudiaremos en los distintos enlaces.

Estas propiedades son las siguientes:

Puntos de fusión

Las sustancias iónicas a temperatura ambiente son sólidas, para pasar a estado líquido

necesitan un aporte energético que permita separar los iones y que estos consigan una mayor

movilidad. En definitiva, hay que romper la red cristalina, el enlace iónico. Puesto que éste es

muy estable, ya que se produjo un gran desprendimiento de energía en su formación, será necesario

un gran aporte de energía para romperlo.

En general, los puntos de fusión serán elevados y están en relación directa con la energíareticular de dichos compuestos.

Dureza

La dureza de un sólido se determina rayando su superficie, es decir rompiendo enlaces en

la superficie. Puesto que el enlace iónico es muy estable, será difícil rayar los sólidos iónicos.

En general tienen dureza elevada (Escala de Mohs).

Solubilidad

Cuando una sustancia se disuelve en otra, lo que ocurre es que las partículas de cada una

de ellas se separan y a continuación se mezclan las partículas de una sustancia con las partículas

de la otra sustancia. Este proceso es tanto más favorable cuanto más parecida sea la naturaleza

de las fuerzas que unen las partículas de las sustancias que se han de mezclar. En las sustancias

iónicas, las fuerzas que mantienen unidas sus partículas (iones) son de tipo electróstatico,

estas sustancias se disolverán fácilmente en los denominados disolventes polares, como el agua,

el alcohol... (en este mismo tema se estudiará la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidas

entre sí a las moléculas de agua). No serán solubles en los denominados disolventes apolarescomo la gasolina, el aceite...

Al disolverse una sustancia en agua se desmorona o deshace el cristal iónico, pues los iones

se atraen con menos fuerza en el agua que en el aire (la constante dieléctrica del agua es 80) y

además las moléculas de agua atraen a los iones, separándolos de la red cristalina.

+ _ +_ + _

_ +

_+

_ +

_+

+

_

_ +

_+

_

+

_+

_+

_+

_ +

_

+

Figura 3: Disolución de una sustancia iónica


9UNIDAD

193

Conductividad eléctrica

Una sustancia es conductora de la electricidad si contiene cargas eléctricas que se puedan

mover al aplicar un campo eléctrico.

Las sustancias iónicas contienen cargas eléctricas (iones positivos y negativos) pero estas

se encuentran fijas en la red cristalina. Por tanto, en estado sólido no son conductoras de la

electricidad. No obstante, en estado líquido o cuando están disueltas, los iones si tienen movilidad.

Serán, por tanto, conductoras de la electricidad cuando estén disueltas o en estado líquido. A las

sustancias iónicas se les llama conductores de segunda especie.

Fragilidad

A pesar de su estabilidad las sustancias iónicas se rompen fácilmente cuando son golpeadas, es

decir, son frágiles.

Hemos visto que cada ion positivo está rodeado de iones negativos y viceversa. La atracción

eléctrica los mantiene unidos. Cuando se golpea el cristal pueden desplazarse los iones y quedar

enfrentados iones del mismo signo, apareciendo repulsión eléctrica donde antes había atracción.

Por ahí se romperá el cristal.

4. Enlace covalente

4.1. Teoría de LewisEl enlace covalente es el que une átomos de elementos electronegativos, es decir, átomos

que tienen tendencia a ganar electrones. Pero si los dos átomos que se unen mediante este enlace

tienden a ganar electrones, ¿qué átomo le quita los electrones al otro?

Si esos átomos que se unen son idénticos (H

2

, F

2

, O

2

) no es lógico pensar que uno gane

electrones, pues el otro los debería perder. Lewis resuelve estas cuestiones planteando que en

este enlace los átomos no ganan ni pierden electrones, sino que comparten parejas de electrones.

Cada pareja de electrones compartida entre dos átomos constituye un enlace covalente.

+ +

+ +

+ +

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

AtracciónRepulsión

Rotura

Figura 4: Fragilidad de una sustancia iónica

194

Un enlace covalente sencillo es aquel en que dos átomos comparten una pareja de electrones.

Según Lewis los átomos comparten parejas de electrones, consiguiendo así la configuración

estable de gas noble. El H consigue tener dos electrones (estructura del He) y el resto de los

átomos consiguen tener ocho electrones (el octeto).

En un enlace covalente sencillo se unen dos átomos y cada uno de ellos aporta un electrón

al enlace.

4.2. Formación de algunas sustancias. Enlace sencillo,enlaces múltiples y enlace covalente coordinado

Para explicar la formación de algunos enlaces covalentes vamos a utilizar los diagramas de

Lewis, en los que cada átomo se representa por su símbolo químico rodeado de puntos, tantos

como electrones de valencia tiene.

Las parejas de electrones compartidas por dos átomos se representan por una línea.

Molécula de H

2

H• +H

•_� H

_

H

Dos átomos de hidrógeno con un electrón de valencia se unen mediante un enlace covalente.

Comparten una pareja de electrones, consiguiendo ambos la configuración estable del helio.

Molécula del F

2

Dos átomos de fluor con siete electrones de valencia se unen mediante un enlace covalente.

Comparten una pareja de electrones. Cada átomo de fluor queda con seis electrones (que no

intervienen en el enlace) más los dos electrones del enlace, es decir, tiene ocho electrones,

configuración electrónica estable.

Molécula de HF

Un átomo de hidrógeno que tiene un electrón de valencia y un átomo de flúor con siete electrones

de valencia, se unen mediante un enlace covalente, consiguiendo ambos configuraciones estables:

dos electrones el hidrógeno y ocho electrones el flúor.

Molécula de H

2

O

H + H + O O H

H

H + F F H

F + F F F


9UNIDAD

195

Dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón de valencia y un átomo de oxígeno con

seis electrones de valencia.

Se forman aquí dos enlaces covalentes entre el oxígeno y cada uno de los átomos de hidrógeno.

Todos los átomos consiguen configuraciones estables compartiendo electrones (dos cada átomo

de hidrógeno y ocho el átomo de oxígeno).

Hasta aquí dos átomos se unen compartiendo una sola pareja de electrones, formando un

enlace covalente sencillo.

Molécula de O

2

Dos átomos de oxígeno con seis electrones de valencia cada uno (cada uno necesita dos

electrones más, debe formar dos enlaces) se unen compartiendo dos parejas de electrones, se

forman dos enlaces covalentes entre dos átomos. A esto se le llama enlace doble. Cada átomo

de oxígeno consigue la configuración estable de ocho electrones (cuatro electrones que no

intervienen en el enlce y cuatro electrones compartidos en el enlace doble).

Molécula de N

2

Dos átomos de nitrógeno con cinco electrones de valencia (cada uno necesita tres electrones

más, debe formar tres enlaces) se unen compartiendo tres parejas de electrones, se forman

tres enlaces covalentes entre dos átomos. A esto se llama enlace triple. Cada átomo de nitrógeno

consigue la configuración estable de ocho electrones (dos electrones que no intervienen en el

enlace y seis electrones compartidos por los dos átomos en el triple enlace).

Además, de estos enlaces sencillos o múltiples, en los que los dos átomos que se unen aportan

por igual los electrones que comparten, existe otro tipo de enlace denomindo enlace covalentecoordinado en el que dos átomos comparten una pareja de electrones, pero estos dos electrones

del enlace son aportados por uno de los dos átomos que se enlazan. El átomo que aporta los

electrones se llama dador y el que los recibe aceptor. Este enlace se representa por una flecha

y difiere del enlace covalente normal, únicamente en su formación, pues una vez formado se

comporta como un enlace covalente normal.

H

+

+ N H H N H

H

H

H

H

+

Habrás podido observar en estos ejemplos que cada átomo debe formartantos enlaces como electrones le faltan para conseguir el octeto.

N + N N N

O + O O O

196

El ion amonio NH

4

+, se forma por la unión de un ion H

+que no tiene electrones con una molécula

de amoniaco NH

3

en la que el nitrógeno dispone de una pareja de electrones sin compartir. El

nitrógeno actúa de dador aportando esa pareja de electrones y el ion hidrógeno de aceptor, entre

ambos se forma un enlace covalente coordinado.

La teoría de Lewis no es capaz de explicar algunos aspectos del enlace covalente:

● No explica la formación de algunas sustancias con enlace covalente, ya que no cumplen la

regla del octeto.

En la formación de la sustancia PCl

5

, el fósforo se une mediante cinco enlaces covalentes

a los cinco átomos de cloro, cada átomo de cloro consigue los ocho electrones, pero el

fósforo queda con diez electrones.

● No explica la geometría de las moléculas, la forma de orientarse los enlaces dentro de la

molécula.

Todo esto se explica a partir de otras teorías de enlace posteriores a la de Lewis y que

estudiarás el próximo curso.

4.3. Distintos tipos de sustancias covalentesEntre las sustancias que presentan enlace covalente nos encontramos algunas con

propiedades tan dispares como el diamante, el agua y el nitrógeno. Esta diferencia tan grande

entre sustancias que tienen el mismo enlace se justifica porque algunas de ellas como el diamante

(constituido por átomos de C unidos mediante enlaces covalentes en las tres direcciones del

espacio) forman redes cristalinas donde todas las uniones existentes son enlaces covalentes,

son los sólidos covalentes, mientras que otras forman moléculas en las que los átomos seunen por enlaces covalentes y estas moléculas se unen entre sí por determinadas fuerzasintermoleculares que, en general son mucho más débiles que un enlace covalente.

Enlaces polares y apolares

Cuando dos átomos iguales o con igual electronegatividad comparten una pareja de electrones,

atraen hacia si la pareja de electrones con igual fuerza, de manera que esta queda centrada entre

los dos átomos. A este enlace covalente se le llama apolar.


9UNIDAD

o b ` r b o a^

T En el enlace covalente los átomos no ganan ni pierden electrones, sino que comparten parejas

de electrones. Cada pareja de electrones compartida entre dos átomos constituye un enlace

covalente.

3. Intenta explicar la formación de las siguientes sustancias: Cl

2

, HCl, NH

3

y CCl

4

.


197

Si los dos átomos que se unen mediante enlace covalente tienen diferente electronegativiadad,

comparten la pareja de electrones, pero el más electronegativo tira más de esos electrones y se los

acerca, de manera que la pareja de electrones no está centrada entre los dos átomos, sino que está

más próxima al elemento más electronegativo y más alejada del menos electronegativo. Es un

enlace covalente polar.

El átomo que se acerca los electrones tiene polaridad negativa y el otro polaridad positiva.

No llega a haber una separación total de cargas, no son dos iones (uno positivo y otro negativo),

simplemente aparece una disposición asimétrica de cargas, hacia donde se desplazan los electrones

del enlace, es el polo negativo y la otra parte del enlace el polo positivo.

Moléculas polares y apolares

● Cuando en una molécula los enlaces son apolares la molécula es apolar, sin polaridad.

● Cuando en una molécula los enlaces son polares pueden ocurrir dos cosas:

1. La polaridad del enlace no se anula o compensa con la polaridad de otros enlaces y

entonces la molécula es polar.

Ej: HF. El F es más electronegativo, tiene polaridad negativa y el H tiene polaridad positiva.

La polaridad de este enlace no está compensada puesto que sólo existe este enlace. El

HF es una molécula polar.

Ej: H

2

O. Los dos enlaces O-H tienen polaridad y puesto que entre si forman un ángulo de

enlace distinto de 180º, estas polaridades no se anulan. El H

2

O es una molécula polar.

2. La polaridad del enlace se anula pues en la molécula existen otros enlaces con igual

polaridad y todos ellos se encuentran distribuidos de una forma simétrica, de manera que

las polaridades se anulan y la molécula es apolar.

Ej: CCl

4

. El Cl es más electronegativo que el C, luego los cuatro enlaces C-Cl son polares,

pero, están distribuidos de forma simétrica (dirigidos hacia los vértices de un tetraedro),

de modo que estas polaridades se compensan, se anulan. El CCl

4

es una sustancia apolar.

Fuerzas intermoleculares

Son las fuerzas de unión que se producen entre moléculas cuyos átomos están unidos por

enlaces covalentes. Existen diferentes tipos de fuerzas intermoleculares:

● Fuerzas de orientación. Las moléculas polares se unen mediante fuerzas de orientación.

La parte positiva de una molécula se orienta, se acerca a la parte negativa de otra y aparece

una fuerza de tipo eléctrico. Estas fuerzas, aunque de la misma naturaleza son mucho más

débiles que un enlace iónico, puesto que aquí no tenemos cargas netas sino dipolos (molécula

neutra en la que la carga negativa está desplazada hacia una parte de la molécula).

_ + _ + _ +

Figura 5: Fuerzas de orientación

198

Estas fuerzas de orientación son tanto más intensas cuanto mayor es la polaridad de las

moléculas, aunque como ya se ha visto son mucho más débiles que un enlace químico.

● Enlaces por puente de hidrógeno. Se dan entre moléculas que contienen enlaces entre un

elemento muy electronegativo (O,F,N...) y el hidrógeno. Estos enlaces tienen una polaridad

muy acusada, de modo que este tipo de unión entre moléculas se puede considerar como

fuerzas de orientación muy intensas.

El H unido por un enlace covalente polar a un átomo muy electronegativo forma la parte

positiva de ese enlace. Ese H con polaridad positiva se acerca, se une por atracción eléctrica

a la parte negativa de otra molécula. Puesto que el H actúa de nexo de unión entre dos

moléculas, a esta unión se le ha llamado “puente de hidrógeno”.

● Fuerzas de dispersión. Se producen entre moléculas apolares. Son más débiles que las

fuerzas de orientación y su intensidad está en relación directa con la masa de las moléculas.

Distintos tipos de sustancias covalentes

Nos vamos a encontrar con diferentes tipos de sustancias covalentes:

● Sólidos covalentes. Sustancias en las que todas las uniones son enlaces covalentes. Ej:

el diamante, la sílice...

● Moléculas. Las uniones dentro de la molécula son enlaces covalentes. Las moléculas

se unen entre si por fuerzas intermoleculares.

Las moléculas polares se unen por fuerzas de orientación y las moléculas apolaresse unen por fuerzas de dispersión.

4.4. Propiedades de las sustancias covalentesPuntos de fusión.

Sólidos covalentes. Para pasarlos a estado líquido hay que romper enlaces covalentes,

muy estables, por lo tanto los puntos de fusión serán muy elevados.

Moléculas. Aquí nos referiremos a los puntos de fusión o de ebullición, puesto que algunas

a temperatura ambiente son líquidos e incluso gases. Para cambiar de estado se deben romper

fuerzas intermoleculares, mucho más débiles que un enlace, por lo tanto los puntos de fusión

H F

(+) (-)

H F

(+) (-)

O

H

(+)

(-)

O

H

(+)

(-)

H

(+)

H

(+)

O

(-)

H

(+)

H

(+)


9UNIDAD

199

o de ebullición son en general bajos, debido a la debilidad de las fuerzas que hay que romper

para separar las moléculas. Estos puntos de cambio de estado serán mayores cuanto mayor sea

la intensidad de las fuerzas que se han de romper.

Solubilidad

Tenemos dos tipos de disolventes: los polares y los apolares.

Los disolventers polares están formados por moléculas polares unidas entre si por fuerzasde orientación (agua, alcohol), mientras que los disolventes apolares están formados por moléculas

apolares unidas entre si por fuerzas de dispersión (gasolina, benceno, tetracloruro de carbono).

● Sólidos covalentes. Sus uniones son mucho más intensas que las de las partículas de

cualquier disolvente, por tanto, no se disolveran en ningún tipo de disolvente. Son insolubles.

● Moléculas. Las polares se disuelven en disolventes polares y las apolares en disolventes

apolares.

Conductividad eléctrica.

Las sustancias covalentes no contienen cargas con movilidad, por lo que no conducen la

electricidad. Son aislantes.

Existen algunas excepciones que verás con detalle el próximo curso.

5. Enlace metálicoSegún vimos en el tema anterior, la mayor parte de los elementos químicos son metales.

Estos metales tienen una serie de propiedades características que, desde muy antiguo, ha permitido

diferenciarlos del resto de sustancias químicas. El enlace que se produce entre los átomos de los

metales se llama enlace metálico.

o b ` r b o a^

T Hay diferentes tipos de sustancias covalentes:

• Sólidos covalentes: Sustancias en las que todas las uniones son enlaces covalentes.

• Moléculas: Las uniones dentro de la molécula son enlaces covalentes. Las moléculas se

unen entre sí por fuerzas intermoleculares. Las moléculas polares se unen por fuerzas de

orientación y las moléculas apolares se unen por fuerzas de dispersión.

4. Puesto que para comprobar la dureza hemos de romper enlaces o uniones en la superficie de

un sólido ¿Qué puedes decir acerca de esta propiedad en las sustancias covalentes?


200

5.1. Modelo de la nube de electronesYa hemos visto que todos los elementos metálicos tienen en la última capa muy pocos

electrones y que los pierden con cierta facilidad. Estos son los electrones de valencia.

Al resto del átomo, es decir, el núcleo y los electrones de las capas internas, le llamaremos

resto positivo. Se le llama resto positivo y no ion positivo puesto que no llega a separarse de

los electrones de valencia.

Los restos positivos se distribuyen ordenadamente en redes crisrtalinas compactas y los

electrones de valencia quedan alrededor de estos restos positivos formando una especie de nubeo gas de electrones. Los restos positivos están fijos y los electrones de valencia tienen movilidad.

El enlace metálico es debido a la atracción ejercida entre el gas electrónico y los restos positivos.

Como los átomos del metal están próximos entre si, los electrones de valencia no pertenecen

a ningún átomo en concreto, sino que son compartidos por todos los átomos. El enlace metálicoes un enlace no dirigido, a diferencia del covalente. La unión no se da entre dos átomos

determinados, sino entre todos los restos positivos con el gas de electrones.

Las redes cristalinas de los metales son muy compactas y suelen tener índices decoordinación muy elevados (ocho, doce).

5.2. Propiedades de las sustancias con enlacemetálicoPunto de fusión

Todos los metales, excepto el mercurio, son sólidos a temperatura ambiente. En general, el enlace

metálico es muy estable, por lo tanto, hay que comunicar mucha energía para separar los átomos y

los puntos de fusión suelen ser altos. Aunque dado el elevado número de metales esta propiedad es

variable y nos encontraremos algunos metales que funden fácilmente (sodio, estaño).

Dureza.

La dureza de un sólido ya vimos que se determina rayando su superficie, es decir, rompiendo

enlaces en la superficie. Puesto que se trata de romper enlaces, al igual que en el paso de sólido

a líquido, esta propiedad varía de la misma forma que los puntos de fusión. En general será

elevada pues la mayoría de los enlaces metálicos son muy estables y difíciles de romper, pero

tambien nos encontraremos con algunos metales blandos.

+ ------------ +

+ ------------ +

+ ------------ +

+ ------------ +

+ ------------ +

+--------

+ -------- +

+ ------------ +

+ ------------ +

+ ------------ +

+ ------------ +

+--------

Figura 6: Restos positivos y nube de electrónes


9UNIDAD

201

Solubilidad.

No hay disolventes que tengan una naturaleza parecida a los metales. Los me-tales son

insolubles en cualquier tipo de disolvente, tan solo serán solubles en otros metales. Las disoluciones

entre metales se llaman aleaciones y para prepararlas es necesario que los metales (al menos

uno) se encuentren en estado líquido, luego se solidifican. Como ya se ha visto el mercurio es

líquido a temperatura ambiente, con este metal se pueden preparar fácilmente aleaciones. Las

aleaciones con mercurio se llaman amalgamas.

Conductividad eléctrica

Los metales son los conductores por excelencia. Incluso en estado sólido tienen cargas

con movilidad, los electrones del gas electrónico. Tanto en estado sólido como en estado líquido

son buenos conductores de la electricidad.

Otras propiedades

Los metales tienen otras propiedades características que permiten diferenciarlos de las demás

sustancias:

Densidad. Al ser las redes cristalinas muy compactas hay muchos átomos por unidad de

volumen y la densidad de los metales suele ser elevada. Al igual que se vio en el punto de

fusión y en la dureza esta propiedad varia mucho e incluso nos podemos encontrar algunos

metales ligeros (sodio, magnesio, aluminio)

Conductividad térmica. La movilidad de los electrones dentro de la red favorece la transmisión

de las vibraciones térmicas y los metales son buenos conductores del calor.

Ductilidad y maleabilidad. Se pueden estirar en forma de hilos, son dúctiles y extender en

forma de láminas, son maleables. Se pueden deformar fácilmente sin romperse, esto se debe

a su enlace no dirigido. La atracción entre el gas de electrones y los restos positivos no

desaparece, el enlace metálico no se rompe, aunque los restos positivos se deslicen unos

sobre otros y cambien de posición a causa de una fuerza.

Brillo metálico. Casi todos los metales son de color gris brillante excepto el oro y el cobre,

de manera que a simple vista somos capaces de reconocer un metal. Esto se debe a la

reflexión que tienen lugar cuando la luz incide sobre la nube de electrones, que es similar en

todos los metales.

o b ` r b o a^

T En el enlace metálico, los elementos que lo forman tienen en la última capa muy pocos electrones

y los pierden con cierta facilidad (electrones de valencia). Al resto del átomo, es decir, el núcleo

y los electrones de las capas internas, se le llama resto positivo. Los restos positivos se distribuyen

ordenadamente en redes crisrtalinas compactas y los electrones de valencia quedan alrededor

de estos restos positivos formando una especie de nube o gas de electrones. Los restos positivos

están fijos y los electrones de valencia tienen movilidad. El enlace metálico es debido a la

atracción ejercida entre el gas electrónico y los restos positivos.

202

6. Concepto de valencia y número deoxidación

La valencia nos indica la capacidad de combinación de un elemento químico.

Actualmente se ha sustituido el concepto de valencia química por el de estado o número deoxidación.

El número de oxidación de un átomo en un compuesto químico es el número de cargas,

positivas o negativas, que tendría ese átomo si los electrones de cada enlace del compuesto

fueran transferidos totalmente al átomo más electronegativo.

Ejemplo: En el CaS, el calcio tiene número de oxidación +2 puesto que ha perdido los dos

electrones de su última capa, mientras que el azufre tiene número de oxidación −2 puesto que


9UNIDAD

5. Completa la siguiente tabla-resumen de propiedades.

6. En base a las propiedades que se indican en el siguiente cuadro, indica el tipo de enlace que

presentan las sustancias A, B y C y justifica tu respuesta.

7. ¿Qué puedes decir acerca de los puntos de fusión de las siguientes sustancias: SiO

2

, aluminio,

K

2

S, N

2

, NH

3

y CaS.

8. Dadas las siguientes sustancias, indica el tipo de enlace que se dará en cada una de ellas y en

base al tipo de enlace indica las que serán conductoras de la electricidad. CaCl

2

, cobre, F

2

, dia-

mante, H

2

O y HF.

9. Explica la formación de las siguientes sustancias mediante estructuras de Lewis: CO

2

, Cl

2

O,

CH

3

- CH

3

y CH≡CH.

Sustancias Punto de fusión

Es soluble en

agua

Conduce la

electricidad en

estado sólido

Conduce la

electricidad en

estado líquido

A Bajo Si No No

B Alto Si No Si

C Alto No Si Si

SólidosCovalentes

Sólidos moleculares

Sólidosmetálicos

Sólidosiónicos

Unidad EstructuralTipo de UniónPuntos de FusiónDurezaSolubilidad en aguaConductividad Eléctrica


203

ha ganado dos electrones para conseguir la configuración estable de gas noble. En este caso, al

ser una sustancia iónica los electrones han sido transferidos totalmente.

En el HCl, sustancia covalente, se forma un enlace. La valencia de ambos elementos será 1,

pero al existir diferente electronegatividad entre los dos elementos, el cloro atrae más a los

electrones del enlace. Si le quitara totalmente el electrón al hidrógeno, su carga sería −1, éste es

su número de oxidación. Si el hidrógeno perdiera su electrón, su carga sería +1, éste es su número

de oxidación. En este caso no hay transferencia total de carga puesto que se trata de un enlace

covalente.

A continuación se indican unas reglas que permiten asignar los números de oxidación:

● El número de oxidación del oxígeno es −2 salvo en los peróxidos que es −1.

● El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es +1 salvo en los hidruros

metálicos que es −1.

● El número de oxidación de los metales es siempre positivo.

● En un elemento, el número de oxidación de los átomos es 0.

● En un ion simple, el número de oxidación coincide con su carga.

● La suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen un compuesto,

multiplicados por sus respectivos subíndices, es cero.

A continuación se indican los números de oxidación más usuales:

● MgH2: al ser este compuesto un hidruro metálico el nº de oxidación del H es –1 y el del Mg que

es un metal es +2.

Ahora comprobamos que (+2) + 2 · (--1) = 0.

● Cl2: aquí el cloro está como elemento, su nº de oxidación es 0.

● CaCO3: el carbono en los carbonatos tiene de nº de oxidación +4, el calcio que es un metal+2

y el oxígeno (puesto que este compuesto no es un peróxido) tiene nº de oxidación –2. Ahora

comprobamos que la suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen un

compuesto, multiplicados por sus respectivos subíndices, es cero.

(+2) + (+4) + 3 · (--2) = 0.

● Esta regla nos puede permitir averiguar un nº de oxidación que desconocemos.

K

2

CrO

4

, en este compuesto desconocemos el nº de oxidación del cromo y vamos a averiguar-

lo:

K → +1, O → --2 2 · (+1) + (X) + 4 · (--2) = 0; X = +6.

El nº de oxidación del cromo en este compuesto es +6.

E j e m p l o S

204

TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

* Números de oxidación poco usuales

7. Formular y nombrarEn este tema se van a estudiar las fórmulas de sustancias inorgánicas, éstas suelen ser

fórmulas empíricas. Las fórmulas empíricas estan formadas por los símbolos de los elementos

químicos que forman dicha sustancia acompañados de un subíndice numérico. En ellas se indica

la proporción en que se combinan los distintos elementos que forman esa sustancia.

Ejemplo: CaCO

3

representa el carbonato de calcio. nos indica que está formado por átomos

de calcio, carbono y oxígeno y que por cada átomo de calcio hay un átomo de carbono y tres

de oxígeno.

ggrruuppoo

1AH +1 y --1 gg

rruuppoo

5AN +1, +3, +5 y --3 (+2 y +4)*

Li, Na, K, Rb, Cs

+1

P + 1, + 3, + 5 y - 3

As + 3, + 5 y -- 3

2A Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra

+ 2

Sb y Bi

+ 3 y + 5

6AO - 2

3A B + 3 y -- 3

S, Se y Te

+ 2, + 4, + 6 y -- 2

Al + 3

4AC + 2, +4 y --4

7AF - 1

Si +4 y -- 4Cl, Br y I

+ 1, + 3, + 5, + 7 y -- 1

Ge, Sn, Pb

+ 2 y + 4

Cu + 1 y + 2

Zn y Cd

+ 2

Ti + 2 y + 4

Ag + 1 V + 3 y + 5

Au + 1 y + 3 Hg + 1 y + 2

Mn + 2, + 3 (Metal)

+ 4, + 6 y + 7 (No Metal)

Fe, Co y Ni

+ 2 y + 3

Pt y Pd

+ 2 y + 4

Cr + 2, + 3 (Metal)

+ 6 (No Metal)


9UNIDAD

10. En los siguientes compuestos: H

2

O, K

2

S, NH

3

y AlCl

3

.

a) Indica cuál es el número de oxidación de cada elemento.

b) Indica si hay o no transferencia total de carga.


205

Para construir una fórmula seguiremos una serie de normas sencillas que dependerán de

la nomenclatura empleada. Veamos, pues, los distintos tipos de nomenclatura y después las reglas

para formular.

7.1. NomenclaturaLa manera de nombrar las sustancias químicas ha evolucionado desde su creación en la

época de Lavoisier. Se ha intentado racionalizar y facilitar su uso pero a pesar de todo, y por

diferentes motivos, actualmente coexisten tres criterios o nomenclaturas diferentes.

Nomenclatura tradicional

Se utiliza la raiz del nombre del elemento o elementos que intervienen en el compuesto y

sufijos y prefijos que nos indican su menor o mayor número de oxidación. Quizás sea la más

complicada pues tenemos que conocer los prefijos, sufijos y todos los estados de oxidación de

los elementos químicos. Se sigue utilizando sobretodo en compuestos que contienen tres o

más elementos.

Nomenclatura de Stock

Se utilizan números romanos, escritos entre paréntesis, que nos indican el estado de oxidación

del elemento que forma parte de un compuesto químico.

Es más sencilla que la tradicional ya que no es necesario que conozcamos los estados de

oxidación puesto que se nos indican.

Nomenclatura sistemática

Es la más racional de todas. Se utilizan los prefijos numerales mono, di, tri, tetra, penta... para

indicar las proporciones en que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto.

El prefijo mono se suele suprimir, salvo que pueda inducir a confusión. Cuando delante del nombre

de un elemento no hay prefijo, suponemos que es mono.

Óxido cúprico CuO. Óxido hace referencia al oxígeno y cupr- es la raíz del nombre en latín de cobre

y –ico el sufijo que hace referencia a que el cobre utiliza su estado de oxidación mayor +2.

E j e m p l o

CuO. Se dirá óxido de cobre (II).

E j e m p l o

Ni

2

O

3

. Se dirá trióxido de diníquel. Tres de oxígeno y dos de níquel.

E j e m p l o

206

Aunque ésta pueda ser la nomenclatura más sencilla, es la más utilizada en los compuestos

binarios (compuestos formados por dos elementos) pero no ocurre así en los compuestos ternarios,

cuaternarios...(compuestos con tres o más elementos) puesto que da lugar a nombres muy largos

y no resulta práctica. Lo puedes entender con un ejemplo: H

2

SO

4

. Ácido sulfúrico (nomenclatura

tradicional) o Tetraoxo sulfato de dihidrógeno (nomenclatura sistemática).

7.2. FormulaciónSegún el tipo de nomenclatura utilizado, la manera de construir las fórmulas es diferente,

aunque siempre se sigue la siguiente norma:

Se escribe en primer lugar, a la izquierda, el elemento de número de oxidación po-sitivo o la

parte positiva del compuesto y a continuación, a la derecha, el elemento de número de oxidación

negativo o la parte negativa del compuesto.

Sustancias nombradas por nomenclatura tradicional.

● Los prefijos y sufijos nos indican el número de oxidación de un elemento.

● Para escribir la fórmula se pone al positivo como subíndice el número de oxidación del

negativo y viceversa.

Se escribe Au

2

O

3

. Primero el de número de oxidación positivo y luego el de número deoxidación negativo. Al Au se le pone de subíndice un dos y al O de subíndice un tres.

● Si todos los subíndices son divisibles por un mismo número se deben simplificar.

Se escribiría Fe

2

O

2

, se simplifica y se escribe FeO.

La utilización de prefijos y sufijos se indica más adelante en la aplicación a un caso concreto,

los óxidos.

Sustancias nombradas por nomenclatura de Stock.

Se aplican las mismas normas que en el caso anterior, pero aquí no se utilizan prefijos y sufijos

puesto que se indica con números romanos el estado de oxidación de un elemento.


9UNIDAD

Óxido áurico. Números de oxidación: O → −2, Au → +3.

E j e m p l o

Óxido ferroso. Números de oxidación: O → −2, Fe → +2.

E j e m p l o

Óxido de oro (III). Au

2

O

3

. Óxido de azufre (VI). S

2

O

6

→ SO

3

.

E j e m p l o s

207

Sustancias nombradas por nomenclatura sistemática.

Las normas son mucho más sencillas. No es necesario conocer los números de oxidación,

nos limitamos a escribir el símbolo de cada elemento acompañado del subíndice que se nos indica

con prefijos numerales.

A continuación se estudiarán, aplicando todas estas normas, los compuestos más importantes.

8. Compuestos binariosSon los compuestos que están formados tan sólo por dos elementos químicos diferentes.

8.1. ÓxidosOxido es la combinación de cualquier elemento con el oxígeno. Dicho elemento actúa con

número de oxidación + y se escribe primero, y a continuación se escribe el oxígeno que actúa

siempre con número de oxidación --2.

● Nomenclatura sistemática:

Se nombra primero el oxígeno utilizando la palabra ÓXIDO y a continuación DE y el nombre

del otro elemento. Con prefijos numerales se indica la cantidad de cada uno de ellos.

Se formulan escribiendo lo que nos indica su nombre.

● Nomenclatura de Stock:

Se nombra primero el oxígeno como ÓXIDO, la preposición DE y el nombre del elemento

seguido del número de oxidación, entre paréntesis y con números romanos.

• Dióxido de plomo. PbO

2

. Dos de oxígeno y, al no indicar nada del plomo, entendemos uno de

plomo.

• Pentaóxido de difósforo. P

2

O

5

. Cinco de oxígeno y dos de fósforo.

E j e m p l o s

• N

2

O

3

→ Trióxido de dinitrógeno.

• PbO

2

→ Dióxido de plomo.

• CO → Monóxido de carbono. El prefijo mono sólo se pone si va delante de óxido, con el

otro elemento no hace falta ponerlo.

E j e m p l o s

208

● Nomenclatura tradicional:

Esta nomenclatura está desaconsejada por la I.U.P.A.C. en este tipo de compuestos.

Si el elemento que se combina con el oxígeno es un metal se utiliza la pa-labra OXIDO. Si

el elemento que se combina con el oxígeno es un no metal, se utiliza la palabra ANHÍDRIDO.

Se sigue del nombre del elemento, al que se añaden prefijos y sufijos para indicar su número

de oxidación.

Elementos con un solo número de oxidación:

• ÓXIDO DE y nombre del elemento.

• ÓXIDO y nombre del elemento terminado en -- ICO.

Elementos con dos números de oxidación diferentes:

• Si utiliza el número de oxidación menor el elemento se nombra terminado en -- OSO

• Si utiliza el número de oxidación mayor el elemento se nombra terminado en -- ICO

Elementos con tres números de oxidación diferentes:

Suelen ser no metales. En lugar de utilizar la palabra ÓXIDO para nombrar el oxígeno

se utiliza la palabra ANHÍDRIDO.

• Si el elemento utiliza el número de oxidación menor se pone el prefijo HIPO-- y la

terminación -- OSO.

• Para el número de oxidación intermedio se añade la terminación -- OSO.

• Para el número de oxidación mayor la terminación -- ICO.


9UNIDAD

Óxido de azufre (VI) → S

2

O

6

→SO

3

Óxido de oro (I) → Au

2

O

E j e m p l o s

Óxido de calcio, Óxido cálcico. Ca

2

O

2

→ CaO

E j e m p l o

El hierro Fe tiene dos valencias +2 y +3

Óxido ferroso: Fe

2

O

2

→ FeO Óxido Férrico: Fe

2

O

3

E j e m p l o s

209

Elementos con cuatro números de oxidación diferentes:

Son “no metales”, por tanto se utiliza la palabra “ANHÍDRIDO”. Para indicar el número de

oxidación del elemento, de menor a mayor se ponen los siguientes prefijos y terminaciones.

1º) HIPO-- -- OSO

2º) -- OSO

3º) -- ICO

4º) PER-- -- ICO

El nitrógeno tiene tres números de oxidación +1, +3 y +5

Anhídrido hiponitroso N

2

O

“ “ nitroso N

2

O

3

“ “ nítrico N

2

O

5

E j e m p l o s

El cloro tiene cuatro números de oxidación diferentes +1, +3, +5 y +7

Anhídrido hipocloroso Cl

2

O

“ “ cloroso Cl

2

O

3

“ “ clórico Cl

2

O

5

“ perclórico Cl

2

O

7

E j e m p l o s

11. Nombra: Formula:

Br

2

O

5

Heptaóxido de dicloro

SO

3

Dióxido de selenio

SnO Monóxido de dipotasio

P

2

O

5

Óxido de azufre (IV)

CoO Óxido de cinc (II)

Ni

2

O

3

Óxido de nitrógeno (III)

Cl

2

O

5

Anhídrido peryódico

SiO

2

Óxido cobáltico

ZnO Óxido sódico

MgO Óxido niqueloso


210

8.2. HidrurosSon combinaciones de cualquier elemento con el hidrógeno. Se consideran diferentes tipos

de hidruros.

Hidruros metálicos

Un hidruro metálico es la combinación de un metal con el hidrógeno H que actúa con número

de oxidación −1. Se formulan y se nombran como los óxidos pero ahora utilizando la palabra

HIDRURO.

Se han utilizado respectivamente la nomenclatura sistemática, la de Stock y la tradicional.

Hidruros especiales

No siguen las normas de nomenclatura habituales, utilizan nombres tradicionales. Los más

importantes son los siguientes:

H

2

O → agua NH

3

→ amoniaco BH

3

→ borano

SiH

4

→ silano CH

4

→ metano PH

3

→ fosfina

AsH

3

→ arsina SbH

3

→ estibina

Hidrácidos

Un hidrácido es la combinación del hidrógeno H con alguno de los elementos de los grupos

6A y 7A. El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y el otro elemento con su correspondiente

número de oxidación negativo.

Se escribe primero el hidrógeno (que llevará de subíndice el número de oxidación del elemento)

y luego el elemento.

Se pueden nombrar de dos formas:

• Nomenclatura tradicional.

En primer lugar la palabra ÁCIDO y detrás el nombre del elemento terminado en -- HÍDRICO.

• Nomenclatura sistemática.

En primer lugar el nombre del elemento terminado en -- URO y a continuación DE HIDRÓGENO.


9UNIDAD

• Dihidruro de hierro, Hidruro de hierro (II) o Hidruro ferroso → FeH

2

.

• Trihidruro de aluminio, Hidruro de aluminio (III) o Hidruro alumínico → AlH

3

.

E j e m p l o s

• Ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno → HCl

• Ácido selenhídrico o seleniuro de hidrógeno → H

2

Se

E j e m p l o s

211

8.3. Sales binariasSon combinaciones de un “metal” con un “no metal”. El metal tiene número de oxidación

positivo, por tanto el no metal utiliza su número de oxidación negativo. En primer lugar se nombra

siempre el no metal terminado en -- URO.

Se han utilizado respectivamente la nomenclatura tradicional, la de Stock y la sistemática.

8.4. PeróxidosSon combinaciones de algunos elementos con el grupo PEROXO o PERÓXIDO → O

2

2−. Este

grupo está formado por dos átomos de oxígeno unidos entre si, cada uno de ellos con estado

de oxidación − 1, dando como resultado número de oxidación −2 para este grupo.


BaH

2

Trihidruro de hierro

KH Dihidruro de cobre

AuH

3

Hidruro de níquel (II)

ZnH

2

Hidruro crómico

BrH Fluoruro de hidrógeno

SH

2

Ácido telurhídrico


• Au

2

S

3

. Sulfuro áurico, Sulfuro de oro (III) o Trisulfuro de dioro.

• FeCl

2

. Cloruro ferroso, Cloruro de hierro (II) o Dicloruro de hierro.

E j e m p l o s


MgF

2

Tricloruro de aluminio

ZnSe Dibromuro de níquel

FeBr

3

Seleniuro de cobalto (III)

CuCl

2

Nitruro potásico

Na

2

S Sulfuro cálcico


212

El subíndice 2 del grupo O

2

2−no se puede simplificar, por lo demás se siguen las mismas

normas que para otros compuestos.

Tan sólo unos pocos elementos forman este tipo de compuestos que suelen ser poco estables.

9. Compuestos ternariosSon compuestos formados por tres elementos químicos diferentes.

9.1. HidróxidosUn hidróxido es la combinación de un metal con el grupo hidróxido o ion hidroxilo (OH)

−1

El metal

actúa siempre con número de oxidación positivo y se escribe primero y a continuación se escribe

el grupo OH que actúa siempre con número de oxidación −1. Cuando este grupo lleva subíndice

diferente de 1, se encierra entre paréntesis.

● Nomenclatura sistemática.

Se nombra primero el grupo (OH)

−1

utilizando la palabra HIDRÓXIDO y a continuación DE

y el nombre del otro elemento. Con prefijos numerales se indica la cantidad de cada uno

de ellos. Se formulan escribiendo lo que nos indica su nombre.

El prefijo mono sólo se pone si va delante de hidróxido, con el otro elemento no hace falta

ponerlo.

● Nomenclatura de Stock.

Se nombra primero el OH como HIDRÓXIDO, la preposición DE y el nombre del metal

seguido del número de oxidación, entre paréntesis y con números romanos.


9UNIDAD

Peróxido sódico → Na

2

(O

2

) → Na

2

O

2

.

Peróxido férrico → Fe

2

(O

2

)

3

→ Fe

2

O

6

.

Peróxido de calcio → Ca

2

(O

2

)

2

→CaO

2

.

Peróxido de hidrógeno → H

2

O

2

. Se conoce como agua oxigenada.

E j e m p l o s

Ni(OH)

3

→ Trihidróxido de níquel. Pb(OH)

2

→ Dihidróxido de plomo.

E j e m p l o s

Hidróxido de cobalto (II) → Co(OH)

2

. Hidróxido de oro (I) → AuOH

E j e m p l o s

213

● Nomenclatura tradicional.

Se nombra primero el grupo OH como HIDRÓXIDO, seguido del nombre del elemento, al

que se añaden prefijos y terminaciones para indicar su número de oxidación.

9.2. Ácidos oxácidosSon compuestos ternarios formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno, que se escriben

en ese orden.


Se nombra en primer lugar la palabra ÁCIDO y a continuación el nombre del elemento con

el sufijo correspondiente que indica su número de oxidación.

Se formula escribiendo el anhídrido del mismo nombre y sumándole una molécula de agua.

El hierro Fe tiene dos valencias +2 y +3

Hidróxido ferroso → Fe(OH)

2

. Hidróxido férrico → Fe(OH)

3

E j e m p l o s


Ba(OH)

2

Trihidróxido de hierro

KOH Dihidróxido de cobre

Au(OH)

3

Hidróxido de níquel (II)

Zn(OH)

2

Hidróxido de cromo(III)

AgOH Hidróxido cobáltico

Mg(OH)

2

Hidróxido cuproso


Ácido sulfúrico. –ico en este caso nos indica número de oxidación +6. El anhídrido correspondiente

es SO

3

. SO

3

+ H

2

O → H

2

SO

4

.

Ácido nitroso. –oso nos indica número de oxidación +3. El anhídrido correspondiente es N

2

O

3

.

N

2

O

3

+ H

2

O → H

2

N

2

O

4

→ HNO

2

.

E j e m p l o s

214


Se pueden nombrar de dos formas:

1) En primer lugar la palabra ÁCIDO, luego el oxígeno se nombra como OXO, indicando

con un prefijo numeral la cantidad de oxígenos que hay y por último el no metal que se

nombra siempre terminado en ICO (aunque no lleve el número de oxidación más alto)

y a continuación, entre paréntesis, se indica, en números romanos, su número de oxidación.

Si hubiera más de un átomo del no metal se indicaría con un prefijo numeral.

2) Se prescinde de la palabra ácido, se termina el no metal en -ATO y se finaliza con DE

HIDRÓGENO.

Cuandoel no metal sólo tiene un número de oxidación, no se indica (elCoel Si).

Para formular un ácido nombrado por esta nomenclatura se escribe el número de átomos

de oxígeno y del no metal que se indiquen y se calcula el número de hidrógenos que se

deben poner para que la molécula sea neutra.

● Nomenclatura sistemática:

Se hace igual que la segunda forma de Stock pero prescindiendo del número de oxidación

del no metal y poniendo prefijos numerales para indicar los átomos de hidrógeno.

Para formular un ácido nombrado por esta nomenclatura, simplemente, se escribe el número

de átomos de cada elemento que se indiquen.


9UNIDAD

Ácido sulfúrico. –ico en este caso nos indica número de oxidación +6. El anhídrido correspondiente

es SO

3

. SO

3

+ H

2

O → H

2

SO

4

.

E j e m p l o s

H

2

SO

4

→ ácido tetraoxosulfúrico (VI). H

2

Cr

2

O

7

→ ácido heptaoxodicrómico (VI).

E j e m p l o s

H

2

SO

4

tetraoxosulfato de dihidrogeno. H

2

Cr

2

O

7

→ heptaoxodicromato de dihidrogeno.

E j e m p l o s

215

Existen otros tipos de oxácidos que se estudiarán el próximo curso.

9.3. Oxisales o Sales de ácidos oxácidosSales neutras: resultan de sustituir todos los hidrógenos de los ácidos por metales.


Tendremos un grupo (+) → CATIÓN que, normalmente, será un metal con su número de

oxidación positivo y un grupo (--) → ANIÓN que procede del ácido que al perder los

hidrógenos queda con tantas cargas (-) como hidrógenos ha perdido.

Se nombra en primer lugar el anión: como el nombre del ácido del que procede, cambiando

las terminaciones: oso → ito y ico → ato.

En segundo lugar se nombra el catión, terminado en ico o en oso, según su número de

oxidación.

Se formulan poniendo al catión, de subíndice, la carga del anión y al anión, de subíndice,

la carga del catión.


Se nombran según la segunda forma de la nomenclatura de los ácidos, sustituyendo la

palabra “hidrógeno” por el nombre del metal y entre paréntesis su número de oxidación

en números romanos.


HNO

3

Trioxocarbonato de dihidrógeno

HIO

4

Tetraoxofosfato de trihidrógeno

H

2

SeO

4

Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno

H

2

Cr

2

O

7

Ácido trioxosulfúrico (IV)

HBrO

2

Ácido silícico

H

2

SeO

3

Ácido hipobromoso


nitrito de nitroso; carbonato de carbónico.

E j e m p l o s

Carbonato férrico. H

2

CO

3

→ CO

3

−2

y Fe

+3 → Fe

2

(CO

3

)

3

Hipoclorito cálcico. HClO →ClO

−1

y Ca

+2 →Ca(ClO)

2

E j e m p l o s

216

Si el metal sólo tiene un número de oxidación, éste se omite.

● Nomenclatura sistemática.

Igual que para los ácidos, sustituyendo la palabra “hidrógeno” por el nombre del metal.

● Nomenclatura mixta.

Es muy frecuente el uso de la nomenclatura tradicional para nombrar el anión y de la

nomenclatura de Stock para nombrar el catión.

Existen otros tipos de oxisales que se estudiarán el próximo curso.


9UNIDAD

Al

2

(SO

4

)

3

→ tetraoxosulfato (VI) de aluminio.

E j e m p l o s

K

2

SO

4

→ tetraoxosulfato de dipotasio.

E j e m p l o s

Fe(NO

3

)

2

→ Nitrato de hierro (II)

E j e m p l o s


Mg(NO

3

)

2

Trioxosulfato de disodio

CaSO

4

Heptaoxodicromato de dipotasio

Na

2

SeO

3

Carbonato áurico

Al(ClO

2

)

3

Nitrito de cobre (II)

AgBrO Sulfato de níquel (III)


FeSO

4

→ tetraoxosulfato (VI) de hierro (II).

E j e m p l o s

unidad 9 formulación inorgánica - nocturno giner · predecir el tipo de enlace que se espera de...

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