SEMANA 2
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QUÍMICA SEMANA 2 ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 1 ÍNDICE FORMACIÓN DE MOLÉCULAS Y REGLAS DE NOMENCLATURA INORGÁNICA .............................. 3 APRENDIZAJES ESPERADOS ....................................................................................................... 3 INTRODUCCIÓN ........................................................................................................................ 3 1. DEFINICIONES Y NOMENCLATURA ................................................................................. 3 1.1. DEFINICIONES ............................................................................................................ 4 1.2. NOMENCLATURA ....................................................................................................... 5 2. COMPUESTOS INORGÁNICOS ........................................................................................ 8 2.1. COMPUESTOS BINARIOS ............................................................................................ 9 2.2. COMPUESTOS TERNARIOS ....................................................................................... 10 2.3. NOMBRES ESPECIALES ............................................................................................. 10 3. REACCIÓNES QUÍMICAS INORGÁNICAS Y ESTEQUIOMETRÍA ........................................ 12 3.1. REACCIÓNES QUÍMICAS INORGÁNICAS .................................................................... 12 3.2. ESTEQUIOMETRÍA .................................................................................................... 14 4. ANÁLISIS DE REACCIONES ............................................................................................ 15 4.1. TIPOS DE REACCIÓNES INORGÁNICAS ...................................................................... 18 5. ENLACES ...................................................................................................................... 19 5.1. ESTRUCTURA DE LEWIS ............................................................................................ 21 5.2. REPRESENTACIÓN DE ENLACES SEGÚN LEWIS .......................................................... 22 COMENTARIO FINAL ............................................................................................................... 24 REFERENCIAS .......................................................................................................................... 25 ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 2 FORMACIÓN DE MOLÉCULAS Y REGLAS DE NOMENCLATURA INORGÁNICA APRENDIZAJES ESPERADOS • Identificar las interacciones atómicas necesarias para la formación de moléculas Reconocer los distintos tipos de enlaces y sus características Describir qué tipos de reacciones dan origen a determinados compuestos inorgánicos Exponer los compuestos inorgánicos en Nomenclatura Tradicional INTRODUCCIÓN La predicción de la formación de moléculas inorgánicas y su nomenclatura son una de las bases para la comprensión cabal de todas las reacciones químicas. Aunque estos dos temas pueden tratarse por separado, es recomendable hacer un avance en paralelo de los mismos, ya que esto servirá para ir enlazando el aprendizaje uno con el otro. Para lograr lo anterior, será necesario definir algunos términos. Se sugiere hacer una tarjeta con estas definiciones, de modo de tenerlas a mano, al igual que la tabla periódica, de modo de poder consultar a medida que avance el contenido de esta semana y las siguientes. 1. DEFINICIONES Y NOMENCLATURA Es muy relevante antes de comenzar, aclarar algunos términos y principios que se usarán a lo largo de este documento. Aunque no es necesario memorizarlos, sí se hace obligatorio comprenderlos y tener sus definiciones claras. Se presentará esta información de manera esquematizada para una fácil comprensión, sin profundizar demasiado en aquellos principios que no sean objetivos del documento y evitando aquellos que ya fueron presentados en el documento anterior. Las definiciones son de carácter práctico, por lo que no siempre serán completas o con todas sus acepciones. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 3 1.1. DEFINICIONES Nomenclatura: según la RAE es el “conjunto de voces técnicas de una facultad”, en términos más simples son aquellos prefijos, sufijos o símbolos que, por acuerdo internacional o de facultades autorizadas, representan ciertos valores o conductas. Como ejemplo se ve la palabra hiperactivo, en la que el prefijo híper denota superioridad o exceso. Electronegatividad (EN): capacidad de un átomo de atraer hacia sí electrones, normalmente electrones que forman parte de un enlace en el que participa dicho átomo. Este dato aparece especificado en la parte interna (la Tabla Periódica típica es una hoja doblada por la mitad, en la parte externa están presentes los elementos y en la interna sus propiedades) de las tablas periódicas. Fórmula química: combinación de los símbolos químicos de aquellos elementos que forman una molécula. Por regla general, se escribe el elemento de menor EN al inicio y el de mayor EN al final, por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl). Ion: átomo o molécula que por pérdida o ganancia de electrones adquiere una carga, sea esta positiva o negativa. Catión: ion de carga positiva. Anión: ion de carga negativa. Neutro: átomo o molécula cuya carga neta (después de sumar o restar las cargas de los átomos individuales) es cero. Monoatómico: compuesto por solo un átomo. Poliatómico: compuesto por dos o más átomos. Metales: son elementos buenos conductores de calor y electricidad, con un brillo característico, sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. Sus sales en disolución forman cationes. No metales: son todos aquellos elementos que no catalogan para metales en la Tabla Periódica. Ecuación química: representación matemática de una reacción química (A + B → AB), en la que al lado izquierdo de la ecuación se representan los reactivos y a la derecha los productos, la “flecha” recibe el nombre de sentido de reacción. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 4 Compuestos orgánicos: son todos aquellos compuestos que poseen carbono en su estructura. Excepciones son los compuestos CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de carbono), CS2 (sulfuro carbónico) y los compuestos que contengan los grupos CN-, CO3-2 o HCO3-, estos se catalogan como compuestos inorgánicos. Polaridad: en un compuesto, si los electrones se ubican más cerca de un compuesto que de otro, se dice que es un compuesto polar, ya que habrá un zona más negativa hacia aquel elemento al que los electrones estén más próximos. Fuente: Raymond Chang. Química. 2002. 1.2. NOMENCLATURA La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, IUPAC, por sus siglas en inglés (www.iupac.org), reconoce tres tipos de nomenclatura: Nomenclatura sistemática: este sistema se basa en el uso de prefijos griegos para indicar la cantidad de átomos que forman la molécula en cuestión o la proporción de los mismos si se trata de sólidos iónicos cristalinos. El modo de nombrar los compuestos es: Prefijo-Nombre genérico + Prefijo-Nombre específico Prefijos griegos monoditritetrapentahexaheptaoctnondeca- Atomicidad 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Ejemplos: K2O = monóxido de dipotasio CO2 = dióxido de carbono Br2O5 = pentaóxido de dibromo ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 5 Nomenclatura stock: este sistema se basa en escribir la raíz del nombre del elemento de estado de oxidación negativo (mayor EN) con terminación uro y al final del nombre específico del elemento positivo su estado de oxidación en números romanos y paréntesis. Ejemplo: CS2 En este compuesto el átomo de azufre tiene estado de oxidación -2 (S-2) y el del carbono es +4 (C+4), entonces el nombre stock es sulfuro de carbono (IV). Nomenclatura tradicional: este sistema se basa en agregar prefijos y sufijos a las raíces de los nombres de los elementos que forman un compuesto, estos prefijos y sufijos dependen del estado de oxidación de un elemento y de la cantidad de estados de oxidación de dicho elemento. Este sistema es al que se le dará mayor relevancia en este documento por ser universalmente usado y de mayor versatilidad en lo referente a compuestos comunes en la industria chilena. 1. Los elementos químicos tienen uno o más estados de oxidación (excepto los gases nobles), pero solo los no metales pueden tener un estado negativo entre ellos y este es el único estado negativo que tienen (de modo natural), pero pueden tener más de un estado de oxidación positivo. 2. Los estados de oxidación son excluyentes entre sí, es decir, al estar el elemento “usando” un estado de oxidación, ya no se debe considerar al resto de ellos para el compuesto en cuestión. 3. Todos los elementos que usen su estado de oxidación negativo, usarán la terminación uro en la raíz de su nombre específico. Ej.: Fósforo= P-3= fosf + uro = fosfuro. 4. Los elementos que usen estados de oxidación positivos usarán prefijos o sufijos específicos, dependiendo de la cantidad de estados positivos que posean y el orden ascendente que ocupe aquel que estén usando en un compuesto. Tabla 1 Cantidad de estados oxidación positivos 1 2 3 4 de Prefijo Sufijo ---------------- ico ------------------------------hipo ------------------------------hipo ------------------------------per oso ico oso oso ico oso oso ico ico ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 6 Ejemplo: El cloro tiene estados de oxidación: -1, +1, +3, +5 y +7 Si usase el estado de oxidación negativo (-1) se debe nombrar, al formar un compuesto, como cloruro. Como se ve, el cloro tiene 4 estados de oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7), por lo que hay que buscar el número cuatro en la Tabla 1, que considera sus cuatro estados de oxidación positivos, ordenados de menor a mayor y se aplica la nomenclatura especificada en la fila 4: 4 hipo oso +1 ---------------- oso +3 ---------------- ico +5 per ico +7 Si el cloro usa su estado de oxidación +1 (Cl+1), entonces deberá nombrarse hipocloroso al formar un compuesto, como: Br-1 + Cl+1 → ClBr = bromuro hipocloroso. Si el cloro usa su estado de oxidación +3 (Cl+3), entonces deberá llamarse cloroso al formar un compuesto, como: Br-1 + Cl+3 → ClBr3 = bromuro cloroso, porque aunque el valor sea +3, solo es el segundo de los estados de oxidación positivos del cloro. Si el cloro usa su estado de oxidación +5 (Cl+5), entonces será clórico al formar un compuesto, como: Br-1 + Cl+5 → ClBr5 = bromuro clórico. Si el cloro usa su estado de oxidación +7 (Cl+7), entonces deberá decirse perclórico al formar un compuesto, como: Br-1 + Cl+7 → ClBr7 = bromuro perclórico. Es importante al momento de “armar” una molécula, que esta sea neutra (esto no implica que no puedan haber iones moleculares). Obsérvense los compuestos FeO (oxido ferroso) y el Fe2O3 (oxido férrico). En el FeO, el hierro tiene valencia +2 y el oxígeno tiene valencia -2 por lo que basta con unirlos, ubicando el elemento de carga negativa al final, para que se neutralicen. En el segundo caso, Fe2O3 (oxido férrico), el Fe tiene valencia +3 y el O tiene valencia -2 por lo que una simple suma no anulará los valores; aquí es necesario agregar tantos elementos de ambos hasta que las sumas (o restas) entre los valores se anulen, si se tuviesen dos átomos de Fe+3 (2 valencias +3 = +6) y tres O-2 (3 valencias -2 = -6) daría como suma final cero. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 7 Un modo común de hacer esto es intercambiando los valores absolutos de los estados de oxidación como subíndices y, luego, simplificarlos a su mínimo común múltiplo. La valencia del Fe es +3, su valor absoluto es 3, por lo tanto este será el subíndice del O. La valencia del O es -2, su valor absoluto es 2, por lo que este será el subíndice del Fe, ambos valores no son simplificables, por lo que resulta la fórmula = Fe2O3 a) Por lo tanto, si se intercambian los valores de las valencias: b) Véase qué sucede cuando los subíndices son simplificables: Ambos valores son divisibles por dos (que es el menor de ambos), por lo que pueden ser simplificados, quedando: Ahora, ¿qué diferencia hay entre escribir el número como subíndice o delante del elemento?, ambos números representan la cantidad de átomos de dicho elemento presentes, pero el subíndice solo se usa cuando los elementos están enlazados y al usarlos como prefijo son representados los átomos por separado. 2 Fe+3 representa dos cationes de hierro +3 por separado. 3 O-2 representa dos aniones de oxígeno por separado. Fe2O3 representa dos átomos de Fe y tres de O unidos en una sola molécula. 2. COMPUESTOS INORGÁNICOS Todos los compuestos químicos se encuentran en categorías definidas, basadas en sus propiedades y tipos de átomos que los componen. Normalmente para los compuestos inorgánicos se consideran siete categorías: cuatro de compuestos binarios (compuestos con solo dos tipos de átomos) y tres compuestos ternarios (compuestos con solo tres tipos de átomos). ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 8 2.1. COMPUESTOS BINARIOS ÓXIDOS HÍDRIDOS: HIDRUROS SALES BINARIAS Compuestos formados de oxígeno y un metal o un no metal. Ya que los átomos de oxígeno tienen estado de oxidación negativo (-2) deben enlazarse a átomos de estado positivos, sean estos metales o no metales. Los óxidos metálicos también reciben el nombre de óxidos básicos, ya que al reaccionar con el agua (H2O) forman bases. Los óxidos no metálicos también son llamados óxidos ácidos, ya que al reaccionar con el agua forman ácidos. Para nombrarlos se antepone la palabra óxido seguido del nombre del metal o el no metal en nomenclatura tradicional. Compuestos formados por hidrógeno con estado de oxidación positivo (+1) y un no metal. Es importante destacar que los metales no poseen estados de oxidación negativos y como el hidrógeno actúa con este tipo de carga debe enlazarse a un elemento negativo y estos solo se hallan entre los no metales. Para nombrarlos se antepone la palabra ácido seguido de la raíz del nombre del no metal con terminación hídrico. Otra forma de nombrarlos es usar la raíz del no metal con terminación uro y a continuación se agrega el término de hidrógeno. Compuestos formados por átomos de hidrógeno con carga negativa (-1) y un metal o no metal con carga positiva. Para nombrarlos se antepone el término hidruro y a continuación el nombre del metal o no metal en nomenclatura tradicional. Compuestos formados por un metal y un no metal de carga negativa. Para nombrarlas se antepone la raíz del nombre del no metal con terminación uro y a continuación el nombre del metal en nomenclatura tradicional. EJEMPLOS: Óxidos metálicos: CaO: óxido cálcico Na2O: óxido sódico Óxidos no metálicos: SO: óxido sulfuroso Br2O5: óxido brómico EJEMPLOS: H2S: ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno H3P: ácido fosfhídrico o fosfuro de hidrógeno HF: ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno EJEMPLOS: SH4: Hidruro sulfuroso SH6: Hidruro sulfúrico PH3: Hidruro hipofosforoso EJEMPLOS: NaCl: Cloruro sódico CaBr2: Bromuro cálcico Mg3P2: Fosfuro magnésico Todos los compuestos binarios están formados solo por dos tipos de elementos, uno de ellos con carga positiva (que irá al inicio de la fórmula química del compuesto) y el otro negativo (que irá al final de la fórmula química del compuesto). ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 9 2.2. COMPUESTOS TERNARIOS Estos compuestos están formados por tres tipos de elementos, se dividen en tres categorías y todos ellos son el resultado o producto de alguna reacción química, pero esto no limita que luego puedan participar como reactivo de otra reacción. HIDRÓXIDOS OXÁCIDOS SALES TERNARIAS Estas bases, son compuestos formados por la reacción de un óxido metálico y agua, en donde el óxido y el agua reaccionan formando la molécula OH- (hidroxilo). Para nombrarlos se antepone la palabra hidróxido seguido del metal en nomenclatura tradicional. Estos ácidos, son compuestos formados por la reacción de un óxido no metálico y agua, conformando un ácido ternario que contiene oxígeno. Para nombrarlos se antepone la palabra ácido y a continuación el nombre del no metal en nomenclatura tradicional. Son el resultado de la reacción de neutralización de un hidróxido y un oxácido en la que el hidroxilo de la base y el hidrógeno del ácido forman agua y el metal del ácido y el no metal con el oxígeno de la base forman la sal. Para nombrarlas se escribe el nombre del no metal en nomenclatura tradicional y a continuación el nombre del metal en nomenclatura tradicional reemplazando el sufijo oso por el sufijo ito y el sufijo ico por ato. EJEMPLOS: Na2O + H2O → 2 NaOH Hidróxido sódico CaO + H2O → Ca(OH)2 Hidróxido cálcico EJEMPLOS: SO + H2O → H2SO2 Ácido hiposulfuroso Br2O5 + H2O → 2 HBrO3 Ácido brómico EJEMPLOS: HBrO3 + NaOH → H2O + NaBrO3 Bromato sódico NaOH + H2SO2 → 2H2O + Na2SO2 Hiposulfito sódico 2.3. NOMBRES ESPECIALES A continuación se entrega un listado de los compuestos con sus nombres más comunes, estos nombres tienen su origen en la comodidad, la costumbre histórica u otra fuente similar. Algunos de estos compuestos están formados por elementos con estados de oxidación no comunes, es decir, que no se presentan en la naturaleza, pero pueden obtenerse en laboratorio como el caso del peróxido, en el que cada átomo de oxígeno aporta con un estado de oxidación -1. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 10 Nombre Fórmula Peróxido Hidróxido Hidronio Amonio Tiosulfato Cromato Dicromato Hidrogenofosfato Dihidrogenofosfato Pirofosfato Cianuro Bicarbonato Formiato Cianato Tiocianato Oxalato Acetato Ortosilicato Hexacianoferrato (III) Hexacianoferrato (II) Mercurio (I) O2-2 OHH3O+ NH4+ S2O3-2 CrO4-2 Cr2O7-2 HPO4-2 H2PO4-2 P2O4-7 CNHCO3CHO2OCNSCNC2O4-2 C2H3O2SiO4-4 Fe(CN)6-3 Fe(CN)6-4 Hg2-2 Nomenclatura en compuesto Ferricianuro Ferrocianuro Mercurioso Las cargas (estados de oxidación o valencias) en estos compuestos pertenecen al mismo y no solo a un átomo del ion. Cuando, por ejemplo,el tiocianato (SCN-), presenta una carga negativa, esta es el resultado de la suma y resta de todos los estados de oxidación de los átomos que lo componen, por lo que la carga negativa no corresponde a ningún átomo en particular. Para una mejor comprensión, se debe observar las tablas entregadas anteriormente. Molécula BeO K2O Rb2O FeO Fe2O3 CuO HBr HAt H2Po H3As Componentes Be+2 y O-2 2 K+ y O-2 2 Rb+ y O-2 Fe+2 y O-2 2 Fe+3 y 3 O-2 Cu+2 y O-2 Br- y H+ At-2 y 2 H+ Po-2 y 2 H+ As-3 y 3 H+ Nombre Óxido berílico Óxido potásico Óxido rubídico Óxido ferroso Óxido férrico Óxido cúprico Ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno Ácido astathídrico o astaturo de hidrógeno Ácido polonhídrico o polonuro de hidrógeno Ácido arsenhídrico o arsenuro de hidrógeno ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 11 H3P SH2 SH6 PH3 GeH2 NaCl K2S Li2C2O4 NaOH Ca(OH)2 Fe(OH)3 HClO4 H2SO4 HNO3 NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4 K2SO3 KNO2 KNO3 Li2CO3 Ca(IO3)2 Al2(SO4)3 P-3 y 3 H+ S+2 y 2 HS+6 y 6 HP+3 y 3 HGe+2 y 2 HNa+ y Cl2 K+ y S-2 2 Li+ y C2O4-2 Na+ y OHCa+2 y 2 OHFe+3 y 3 OHH+ y ClO42 H+ y SO4-2 H+ y NO3Na+ y ClONa+ y ClO2Na+ y ClO3Na+ y ClO42 K+ y SO3-2 K+ y NO2K+ y NO32 Li+ y CO3-2 Ca+2 y 2 IO32 Al+3 y 3 SO4-2 Ácido fosfhídrico o fosfuro de hidrógeno Hidruro hiposulfuroso Hidruro sulfúrico Hidruro fosforoso Hidruro germanoso Cloruro sódico Sulfuro potásico Oxalato lítico Hidróxido sódico Hidróxido cálcico Hidróxido férrico Ácido perclórico o perclorato de hidrógeno Ácido sulfúrico o sulfato de hidrógeno Ácido nítrico o nitrato de hidrógeno Hipoclorito sódico Clorito sódico Clorato sódico Perclorato sódico Sulfito potásico Nitrito potásico Nitrato potásico Carbonato de litio Yodato de calcio Sulfato alumínico 3. REACCIÓNES QUÍMICAS INORGÁNICAS Y ESTEQUIOMETRÍA Una reacción química es un proceso en el que una o más sustancias (reactivos), por medio de algún proceso energético, producen una o más sustancias distintas (productos). Tanto las sustancias que reaccionan como los productos son elementos o compuestos. Quizá la reacción química más identificable es el óxido férrico (Fe2O3) que se produce al reaccionar el hierro con el oxígeno presente en el aire o el agua. 3.1. REACCIÓNES QUÍMICAS INORGÁNICAS La forma de representar una reacción química es a través de la ecuación química, en la que los compuestos o elementos se representan a través de sus símbolos o fórmulas químicas a la izquierda de la flecha, la que indica en qué sentido se desarrollará la reacción y los productos se representan a ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 12 la derecha de la flecha. El sentido de reacción indica tanto el paso del tiempo como la aplicación de energía (si fuese necesaria su aplicación). No es obligatorio que los reactivos y los productos se presenten en la misma cantidad a ambos lados de la ecuación (en este caso dos reactivos y dos productos), también se debe considerar que a medida que los productos aumentan los reactivos deben ir disminuyendo. La ecuación: MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 expresa el fenómeno de que el dióxido de manganeso (MnO2) reacciona con el cloruro de hidrógeno (HCl) para formar cloruro de manganeso (MnCl2), agua (H2O) y cloro (Cl2). Tal como está escrita, la ecuación muestra el fenómeno de la reacción e indica las fórmulas propias de las sustancias (Castellan, 1974). En otras palabras, el oxígeno del óxido manganoso reacciona con el hidrógeno del ácido clorhídrico para formar agua, esto deja átomos de cloro y de manganeso que se combinan para formar cloruro manganoso y cloro molecular. Planteamiento de la ecuación: MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 Reactivos 1 átomo de Mn 2 átomos de O 1 átomo de H 1 átomo de Cl → → → → → Productos 1 átomo de Mn 1 átomo de O 2 átomos de H 4 átomos de Cl Al analizar la ecuación anterior se ve que: 1) Hay dos reactivos y tres productos. 2) Que todos los elementos presentes en los productos están en los reactivos y viceversa. 3) Que no hay conservación de la materia, es decir, no hay la misma cantidad de átomos a la derecha e izquierda de la ecuación. Esta ecuación es una ecuación desbalanceada. Eso no se puede corregir cambiando la fórmula de los compuestos (no se pueden cambiar los subíndices en las fórmulas). Por lo que el único método viable es agregar más reactivos o denotar la existencia de más productos. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 13 3.2. ESTEQUIOMETRÍA Un ejemplo para ilustrar el concepto de estequiometría es suponer que se desea armar una bicicleta. Para esto, se plantea como ecuación y, tal como en el caso anterior, se obvian los utensilios: rueda + manubrio + asiento + cadena + pedal → bicicleta Se ve que los reactivos son los correctos y el producto también, pero esta ecuación no está completa, ya que no se expresa la cantidad de reactivos o productos, es decir, la ecuación está desbalanceada. Lo correcto sería: 2 ruedas + 1 manubrio + 1 asiento + 1 cadena + 2 pedales → 1 bicicleta Este proceso de asignar la “cantidad” de reactivos que se usarán y los productos que se obtendrán, recibe el nombre de estequiometría. En toda ecuación química se puede obviar escribir el número 1, ya que se asume que si un elemento o compuesto aparece planteado en una ecuación química, al menos hay uno de ellos. Al analizar la ecuación planteada por Gilbert W. Castellan en 1974, se verá que los compuestos que aparecen entre los reactivos no aparecen en los productos, pero que los átomos que constituyen los reactivos se han reordenado en los productos para formar compuestos nuevos. Siguiendo con el ejemplo de la ecuación anterior del punto 3.1.: MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 Entre los reactivos (MnO2 + HCl) se pueden contabilizar: 1 átomo de manganeso, 2 átomos de oxígeno, 1 átomo de hidrógeno y 1 átomo de cloro. Entre los productos (MnCl2 + H2O + Cl2) se pueden contabilizar: 1 átomo de manganeso, 1 átomo de oxígeno, 2 átomos de hidrógeno y 4 átomos de cloro. Reactivos 1 átomo de Mn 2 átomos de O 1 átomo de H 1 átomo de Cl → → → → → Productos 1 átomo de Mn 1 átomo de O 2 átomos de H 4 átomos de Cl Es importante recalcar que para equilibrar la ecuación química no se puede alterar la composición de los productos. En otras palabras, si un compuesto es HCl entre los reactivos y otro compuesto es H2O entre los productos, no se pueden alterar los subíndices para que los átomos de los elementos cuadren o estén equilibrados (como escribir H2Cl; además este compuesto no existe). Lo que se debe hacer es “agregar” más reactivos o más productos en la ecuación, anteponiendo números enteros positivos a las fórmulas que representan cada uno de los compuestos, sean estos reactivos o productos. A estos valores se les denomina coeficientes estequiométricos. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 14 Para equilibrar la ecuación, se hace necesario aplicar, al menos, una de dos técnicas estequiométricas: o Método algebraico: se basa en plantear los coeficientes estequiométricos como incógnitas en un sistema de ecuaciones. Este método puede ser complejo, ya que, en ocasiones, se puede terminar planteando más incógnitas que ecuaciones resolubles. o Método por tanteo: que trata exactamente de modificar los coeficientes uno por uno a ambos lados de la ecuación química, hasta alcanzar un equilibrio entre las cantidades de elementos presentes a ambos lados del sentido de reacción, este último será el usado en este documento. Si la ecuación está balanceada como: MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2, significa que el número de átomos de una clase dada debe ser igual en ambos lados de la ecuación. Es muy importante destacar que “la ecuación química balanceada es una expresión de la ley de la conservación de la masa” (Castellan, 1974). Al revisar nuevamente la ecuación planteada se ve que se mantienen los mismos reactivos y los mismos productos, lo que ha variado es la cantidad de algunos de ellos para contener la misma cantidad de átomos de determinados elementos a ambos lados de la ecuación. 4. ANÁLISIS DE REACCIONES Para comprender el cómo se forman los compuestos inorgánicos, es necesario analizar las reacciones que los forman, en esta sección se analizarán diversos compuestos inorgánicos, considerando sus nombres y estados de oxidación. 1) Considérese la reacción de CaO (oxido cálcico) y H2O (agua): es un óxido metálico (u óxido básico) y agua por lo que formarán un hidróxido, considerando los oxígenos y los hidrógenos se deben formar moléculas OH- , en este caso dos de ellas y como el calcio tiene valencia +2, la ecuación queda: Óxido cálcico CaO + H2O → Ca(OH)2 Hidróxido cálcico Así las dos cargas positivas del Ca se neutralizan con las dos cargas negativas aportadas por los dos hidróxidos. 2) Considérese la reacción de SeO (oxido hiposelenoso) y H2O, es un óxido no metálico (u óxido ácido) y agua por lo que formarán un oxoácido (H2CO3, ácido carbónico) , el selenio actúa con valencia +2 que es la primera de sus tres valencias positivas, la ecuación queda: ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 15 Óxido hiposelenioso SeO + H2O → H2SeO2 Ácido hiposelenioso Así las dos cargas positivas del Se se neutralizan con las dos cargas negativas aportadas por los dos hidróxidos. 3) Analícese la reacción de los dos productos anteriores (H2SeO2 y Ca(OH)2), ácido hiposelenioso e hidróxido cálcico, la reacción entre estos dos compuestos da como resultado una sal ternaria y agua. Aquí las moléculas serán separadas en sus iones constituyentes antes de generar las nuevas uniones. Hidróxido cálcico H2SeO2 + Ca(OH)2 → Ácido hiposelenioso 2 H+ + SeO2-2 + Ca+2 + 2 OH- → Hiposelenito CaSeO2 + H2O Hiposelenito cálcico En la práctica se une la primera parte de la ecuación con la tercera, ya que se asume el proceso central como conocido: H2SeO2 + Ca(OH)2 → CaSeO2 + H2O Los tres ejemplos anteriores son ecuaciones equilibradas, no se ha necesitado asignar los coeficientes estequiométricos. A continuación se presentará un caso de este tipo y se calculará paso a paso. 4) Véase la reacción de: Fe(OH)3 Hidróxido férrico + H2SO4 Ácido sulfúrico En primer término el ion hidróxido o hidroxilo (OH-) debe ser tratado como una unidad, es por esto que se representa entre paréntesis. El Fe(OH)3 es un hidróxido y el H2SO4 es un ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 16 ácido ternario (oxácido) por lo que los productos de esta reacción darán como resultado agua y una sal ternaria. Todo compuesto que entra en solución acuosa (solución en agua) tiende a formar iones: - En el caso del Fe(OH)3 sus iones serían Fe+3 y 3 iones OH-. - En el caso del H2SO4 sus iones son: 2 iones H+ y 1 ion SO4. Si se consideran los 3 iones OH- en el hidróxido férrico (Fe(OH)3) se necesitarían 3 hidrógenos en el ácido sulfúrico (H2SO4), donde solo hay 2. Esto indica que se debe equilibrar la ecuación. a) Como primer paso es necesario aumentar la cantidad de hidrógenos (H+), para esto hay que aumentar la cantidad de H2SO4: Fe(OH)3 + 2 H2SO4 → b) Esto hace que ahora hallan 4 H+ frente a 3 OH-, por lo que ahora es necesario aumentar la cantidad de OH-, para esto se debe aumentar la cantidad de Fe(OH)3. 2 Fe(OH)3 + 2H2SO4 → c) Ahora, en esta ecuación hay 6 OH- y solo 4 H+, por lo que nuevamente es necesario aumentar la cantidad de H2SO4. 2 Fe(OH)3 + 3 H2SO4 → Aquí se ve que hay un equilibrio: 6 OH- y solo 6 H+ para formar 6 H2O. d) Desarrollo de la ecuación ya equilibrada: 2 Fe(OH)3 + 3 H2SO4 → 2 Fe+3 + 6 OH- + 6 H+ + 3 SO4-2 Reordenando la ecuación: 6 OH- + 6 H+ + 2 Fe+3 + 3 SO4-2 → 6 H2O + Fe2(SO4)3 ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 17 Por lo tanto: 2 Fe(OH)3 + 3 H2SO4 → 6 H2O + Fe2(SO4)3 Sulfato férrico 4.1. TIPOS DE REACCIÓNES INORGÁNICAS Todas las reacciones químicas inorgánicas se desarrollan bajo las mismas reglas y sus nombres se guían por las condiciones ya citadas, pero siempre se pueden clasificar según ciertas características que las distinguen de las otras. Nombre Reacción de síntesis Reacción de descomposición Reacción de sustitución simple Reacción de doble sustitución Descripción Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. Un compuesto se separa en dos o más compuestos más sencillos. Un ion es reemplazado por otro de similares características en un compuesto. Un ion de un compuesto cambia de lugar con un ion de otro compuesto, generando dos compuestos nuevos. Ejemplo 2 Na + Cl2 → 2 NaCl 2 H2O → 2 H2 + O2 Fe+2 + CuSO4 → FeSO4 + Cu+2 NaOH + HCl → NaCl + H2O Nótese que en los casos de sustitución los elementos que reemplazan a otro tienen el mismo estado de oxidación que el elemento sustituido. Un caso similar se da si un elemento con un estado de oxidación determinado es sustituido por más de un elemento, tal que, la suma de los estados de oxidación de estos elementos sea igual a la del elemento a sustituir. Considérese el sulfato cúprico (CuSO4), como ya se vio en sales ternarias, esta molécula se puede separar en Cu+2 y SO4-2 por lo que el elemento a sustituir es el Cu+2, este elemento puede, en teoría, ser reemplazado por cualquier elemento de carga +2 o por dos elementos cada uno con carga +1 (llamadas sales dobles), entonces: a) Fe+2 + CuSO4 → FeSO4 + Cu+2 b) 2 Na+ + CuSO4 → Na2SO4 + Cu+2 c) Li+ + Na+ + CuSO4 → LiNaSO4 + Cu+2 Sulfato cúprico a sulfato ferroso Sulfato cúprico a sulfato sódico Sulfato cúprico a sulfato doble de litio y sodio ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 18 5. ENLACES La unión de los átomos para formar moléculas depende de los estados de oxidación, pero también hay otros factores importantes a considerar al momento de la unión de los átomos y el tipo de unión (enlace) que se forme entre los distintos átomos. Todo enlace químico es electrostático en su origen. Por esta razón los enlaces se producen cuando el resultado neto entre las fuerzas de atracción y repulsión es de atracción. Se distinguen tres tipos de enlace: a) Enlace iónico: los electrones que participan en el enlace son transferidos por completo desde el elemento de menor EN al de mayor EN. Si la diferencia entre estos valores es mayor o igual a 1,7 el enlace se considera iónico. (En http://www.ptable.com/?lang=es, pestaña propiedades). El elemento Na tiene un valor EN de 0,93 y el Cl uno de 3,16, la diferencia entre ambos valores es de 2,23, por lo que al enlazarse para formar NaCl (cloruro sódico o de sodio) el electrón de valencia del Na será transferido al Cl. b) Enlace covalente: los electrones que participan en el enlace son compartidos entre los átomos que forman el enlace, esta compartición puede ser homogénea o levemente polarizada dependiendo de qué tanto el valor de la diferencia (Δ) de las EN (de los átomos participantes) se aproxime a 0 (cero) o a 1,7 (uno coma siete). - Si el valor es entre 0 y 0,4 el enlace se considera covalente no polar. - Si 0,4 < ΔEN < 1,7 se considera covalente polar. Si se enlazan los elementos germanio y oxígeno, se forma la molécula: Ge + O → GeO (oxido germanoso o germanioso) EN O= 3,44 EN Ge= 2,01 La diferencia de EN (ΔEN) es 1,43. El enlace es de tipo covalente, pero altamente polarizado, ya que el valor de diferencia de EN es muy cercano a 1,7, por lo que recibe el nombre de enlace covalente polar. Si se enlazan los elementos azufre y oxígeno, se forma la molécula de: S + O → SO (oxido hiposulfuroso) EN O= 3,44 EN S= 2,58 La diferencia de EN (ΔEN) es 0,86. El enlace es covalente, pero es un enlace muy poco polar recibiendo el nombre de enlace covalente polar. Si se enlazan dos átomos de oxígeno: EN O= 3,44) ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 19 La diferencia de EN (ΔEN) sería cero por lo que el enlace (o los enlaces) no tendrían ningún carácter polar, llamándose enlace covalente no polar. Una forma habitual de representar los enlaces y, al mismo tiempo, mostrar la polaridad de los enlaces formados es a través de la representación de “la nube de electrones”, eso quiere decir que se representa la mayor atracción de los electrones por parte de un átomo, dibujando una nube alrededor de dicho átomo. Es importante notar que el francio es el elemento con menor EN (0,7) y está ubicado en la parte inferior izquierda de la tabla periódica. Y el elemento de mayor EN es el flúor con 3,98 y está en la parte superior derecha de la tabla, por lo que, la mayor diferencia de electronegatividad (ΔEN) (http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/electronegatividad) que se puede dar es de 3,28. Se puede plantear entonces una regla genérica y es que la EN aumenta entre los elementos al avanzar desde el extremo inferior izquierdo de la tabla periódica hacia el extremo superior derecho de la misma. Revísese el link http://www.ptable.com/?lang=es, pestaña propiedades. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 20 Fuente: Material creado para este curso. Labra, M., 2012. c) Enlace metálico o deslocalizado: los átomos de los metales reparten sus electrones de valencia de modo azaroso, lo que provoca que los átomos transfieran sus electrones permanentemente de unos a otros, generando un flujo (flujo electrónico) entre los átomos, lo que provoca que estos se ubiquen de modo muy compacto. He aquí el motivo de por qué un metal es un buen conductor eléctrico, refleja la luz produciendo brillo y es tan duro (exceptuando el mercurio, que en ocasiones ambientales normales es líquido). 5.1. ESTRUCTURA DE LEWIS Un modo habitual y recomendado para visualizar el modo de enlazarse entre átomos es representando los electrones de valencia de los elementos representativos a través de puntos repartidos alrededor del símbolo del elemento según los suborbitales s, px, py y pz, a este modo de representar los elementos se le llama estructura o representación de Lewis en honor a Gilbert N. Lewis, fisicoquímico estadounidense que lo propuso en 1916. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 21 Considérese el elemento sodio (Z = 11) cuya configuración electrónica es 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1, se ve que en el último nivel 3s hay solo un electrón, por lo que su representación de Lewis sería: Véase el fósforo, 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, pero el orbital 3p se divide en tres suborbitales, por lo que el nivel de valencia quedaría 3s2 3 px1 py1 pz1, por lo que en la estructura de Lewis habría que ubicar dos puntos juntos, representando a los electrones del suborbital 3s y tres puntos solitarios repartidos en tres de los lados del símbolo del elemento para simbolizar cada uno de los electrones en 3p. Como no es obligatorio representar el orbital s sobre el símbolo del elemento, lo importante es representar tantos electrones apareados como tenga el elemento en su capa de valencia, entonces sería: 5.2. REPRESENTACIÓN DE ENLACES SEGÚN LEWIS Los puntos que representan los electrones de valencia pueden ser expresados como una línea si están en pares. Si algún elemento posee carga (positiva o negativa) esta debe ser destacada del modo habitual. 16 S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 = Como todo elemento, el azufre intentará igualar su configuración a la del gas noble más cercano (o sea, al argón que tiene Z= 18), agregando dos electrones a su configuración y adquiriendo una carga -2. 16 S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 + 2 electrones = 16S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 + 2 e- → 11 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 - 1 electrón = 1s2 2s2 2p6 3s0 = 11Na: 1s2 2s2 2p6 - 1 electrón → Na+ ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 22 Si se representa el enlace de 11Na y 17Cl se hallará que el electrón de valencia del Na es atraído por el Cl debido a su alta EN, por lo que el electrón del Na se apareará con el electrón desapareado del nivel de valencia del Cl. La reacción de síntesis sería: o representado de otro modo Luego como el ΔEN es 2,23 (mayor a 1,7) el enlace es iónico, por lo que al haber una reacción de descomposición (al entrar en una solución acuosa) el electrón que originalmente pertenecía al Na será traspasado al Cl quedando Na+ y Cl- Ejemplo: En la estructura y los enlaces del ácido sulfúrico (H2SO4), el O actúa con estado de oxidación -2 por lo que la carga negativa total en esta fórmula es -8. El H actúa con estado de oxidación +1 por lo que las cargas positivas aportadas por el H son +2. Luego, el S tiene que tener estado de oxidación +6 para tener una molécula equilibrada. ENS = 2,58 ENO = 3,44 Entonces: ΔENS-O = 0,86 ENH = 2,20 ΔENH-O = 1,24 Todos los enlaces formados en esta molécula entran en la categoría de covalentes polares, pero salta a simple vista que los enlaces de S y O son mucho menos polarizados que los enlaces entre H y O, por lo que los primeros son enlaces mucho más fuertes. De ahí que si la molécula entra en solución acuosa (interactúa con agua) los enlaces que se romperán serán los H-O y los electrones pertenecientes al H se quedarán con el O que es el de mayor EN de los dos, es decir, se agrega un electrón extra por cada oxígeno unido a un H, dándole a la molécula restante (SO4) una carga -2 (SO4-2) llamada sulfato. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 23 COMENTARIO FINAL El contenido de este documento es la primera escala en el manejo de la asociación atómica y molecular. Para su fácil manejo se recomienda organizar tarjetas o apuntes y usar una tabla periódica (puede consultar en http://www.ptable.com/?lang=es) y revisar profundamente la misma, ya que contiene la mayor parte de los datos que pudiesen necesitarse con posterioridad. Como toda materia nueva es obligatoria su práctica para asimilarla. Se insta al alumno a desarrollar los ejercicios propuestos en el material de apoyo para lograr este fin. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 24 REFERENCIAS Castellan, Gilbert W. (1974). Fisicoquímica (2ª ed.). Tlacopac San Miguel, México: Editorial Fondo Educativo Interamericano. Chang, Raymond. (2002). Química (7ª ed.). Barcelona, España: Editorial McGraw-Hill. Microsoft Encarta (2007). Biblioteca Premium, versión 16.0.0.0610 PARA REFERENCIAR ESTE DOCUMENTO, CONSIDERE: IACC (2012). Formación de moléculas y reglas nomenclatura inorgánica. Semana 2. ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 2 25
