De cualquier manera, solo estudiaremos en esta unidad los compuestos inorgánicos.

Transcripción

1 Unidad 3 Ácidos, Hidróxidos y Sales: óxidos básicos, óxidos ácidos, hidróxidos, hidrácidos o ácidos binarios, ácidos ternarios, sales binarias, ternarias y cuaternarias. Formación y nomenclatura. Enlaces Químicos: Enlace Iónico y Enlace Covalente. Estructura de Lewis. Fuerzas intermoleculares. Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. Nomenclatura de compuestos inorgánicos Para iniciar el estudio dela nomenclatura de los compuestos tenemos que saber que existen dos tipos de compuestos, los inorgánicos y los orgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre, aunque existen algunas sustancias que contienen estos elementos que se consideran compuestos inorgánicos. Los compuestos inorgánicos los que contienen el resto de los elementos de la tabla periódica. De cualquier manera, solo estudiaremos en esta unidad los compuestos inorgánicos. Cabe destacar que los elementos si bien se consideran no metales o metales, también algunos no son exactamente uno o lo otro, sino que con distintas valencias se comportan de distinta manera. Por ejemplo el Manganeso, con valencias 2 y 3 se comporta como un metal, y con valencias 4, 6 y 7 se comporta como no metal. Óxidos Los óxidos son sustancias que se forman con el OXIGENO en combinación con cualquier elemento de la tabla periódica. Podemos distinguir dos tipos de óxidos, los óxidos ácidos que se forman con los no metales, elementos que se encuentran en el extremo derecho de la tabla periódica, y los óxidos básicos que se forman con los metales, el resto de los elementos de la tabla. Observación: los óxidos ácidos llevan ese nombre ya que luego serán los formadores de ácidos, lo mismo sucede con los óxidos básicos que son los formadores de bases o hidróxidos. Formación: para formar un óxido lo que realizamos es el intercambio de valencias, o electrones con los que se combinan. Por ejemplo: El Aluminio se combina con una valencia de +3, y el oxígeno lo hace siempre con -2, luego: 1

2 La nomenclatura será la siguiente: oxido de. (elemento). En el ejemplo anterior seria: oxido de aluminio. En el caso que el elemento posea más de una valencia se colocará a continuación de óxido de.. entre paréntesis el número de valencia a la que corresponde. Por ejemplo: el Mn posee varias valencias, 2, 3 y 4, con las cuales forma los siguientes óxidos: ( ) ( ) ( ) En el caso que el elemento posea solamente dos valencias formadoras de óxidos, el nombre que recibirán los respectivos óxidos formados serán: para la mayor valencia oxido..-ico (terminación ICO), y para la menor valencia óxido. oso (Terminación OSO). Por ejemplo: Hidróxidos o Bases Los hidróxidos o bases son compuestos que contienen el radical OH, denominado Hidróxido u oxhidrilo. O son sustancias que en solución acuosa liberan radicales oxhidrilos. Formación: para formarlos se procede de la siguiente manera, se coloca el elemento y a la par se coloca el radical o grupo oxhidrilo entre paréntesis, luego en este se coloca la valencia del elemento. Por ejemplo: el Ca (calcio) tiene valencia +2, luego su base será, Ca(OH) 2 y se llamará hidróxido de calcio. Nomenclatura: simplemente se denominan hidróxido de. (elemento). Ácidos Un ácido se define como tal si al encontrarse en solución acuosa libera iones H + o protones. Tenemos distintos tipos de ácidos, los hidrácidos y los oxácidos. Los hidrácidos, son aquellos que tienen la siguiente forma o estructura H Ac, es decir el hidrogeno acompañado del elemento. Son pocos los elementos formadores de este tipo de ácidos, por ejemplo: 2

3 H Cl ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno; H F ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno; H Br ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno; H I ácido yodhídrico o ioduro de hidrógeno; H 2 S ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno. Cualquiera de la nomenclatura adoptada depende del estado en el que se encuentre el ácido, si se encuentra como gas o como líquido puro se adopta la nomenclatura de la derecha, si se encuentra en solución acuosa se utiliza la nomenclatura izquierda. Los oxácidos o ácidos ternarios, son los que poseen la siguiente estructura H Ac O, o sea hidrógeno seguido de un elemento no metal y oxígeno. Estos ácidos resultan de disolver en agua un óxido ácido. El nombre que recibirán depende de la valencia con la que se formó el óxido, si fue con la menor valencia será acido.. OSO, y si fue con la mayor valencia será ácido.. ICO. Por ejemplo: Cuando el elemento tiene más de dos valencias, por ejemplo el grupo de los halógenos, la nomenclatura que se utiliza es la siguiente: Valencia 1, hipo oso Valencia 3, oso Valencia 5, ico Valencia 7, per ico 3

4 Sales Las sales surgen de reaccionar los ácidos con las bases, dando como resultado sal y agua. De forma genérica: La nomenclatura será de la siguiente manera: Si proviene de un hidrácido, se sacará la terminación hídrico y se colocará la terminación URO. Por ejemplo: Na Cl esta sal proviene del ácido clorhídrico, por lo tanto quitamos el hídrico y colocamos uro, cloruro de sodio. Si proviene de un oxácido, se cambiará la terminación OSO por la ITO, y la terminación ICO por la ATO. (para recordar esto se usa generalmente una frase: oso chiquito, pico de pato ). Por ejemplo: NaSO 4, esta sal proviene del ácido sulfúrico y del hidróxido de sodio, por lo tanto haciendo uso de la regla anterior, tendríamos sulfato de sodio. Otro ejemplo: KBrO, esta sal proviene de la reacción del ácido hipobromoso con la base hidróxido de potasio, por lo tanto la sal se llamará hipobromito de potasio. Por ejemplo: ( ) ( ) Lo que le falta a esta ecuación de formación del hipoclorito de Berilio es la respectiva igualación de la ecuación, ya que del lado derecho de la reacción tenemos dos moléculas del anión hipoclorito y del lado izquierdo tengo solamente uno, o lo que es lo mismo de ambos lados de la reacción tengo que tener la misma cantidad de átomos tanto de oxígeno, cloro, hidrógeno y berilio. Los pasos para igualar la reacción son los siguientes: 1) Contamos los átomos del metal de ambos lados de la reacción, y deben ser iguales, de no ser así colocamos delante de la base o hidróxido el número que haga falta para tener las mismas cantidades a ambos lados. En el ejemplo tenemos a ambos lados de la reacción el mismo número de átomos de berilio. 2) Fijarse que las cantidades del no metal sean las mismas a ambos lados, colocando el número que haga falta adelante del ácido del lado derecho de la reacción. En el ejemplo anterior sería: ( ) ( ) 4

5 De esta manera tenemos dos átomos de cloro a ambos lados de la reacción. 3) Luego vemos el número de átomos de oxígeno y procedemos de la misma manera descrita anteriormente. En el ejemplo: tenemos 3 átomos de oxígeno del lado derecho y del lado izquierdo tenemos 4, por lo tanto hay que igualarlos colocando un 2 en el agua que se forma del lado derecho: ( ) ( ) 4) Por último vemos la cantidad de átomos de hidrógeno a ambos lados. En el ejemplo ya están iguales las cantidades a ambos lados. Hasta el momento solo hemos visto las sales formadas por la combinación de bases con oxácidos e hidrácidos. Si nos fijamos en la estructura de estas sales, podemos notar que las que provienen de: base + oxácidos, están formadas por tres átomos distintos, metal no metal y oxígeno. Base + hidrácidos, están formadas por dos átomos distintos, metal y no metal. Tenemos otro tipo que se obtienen también de la unión de ácido más base, pero que a diferencia de las anteriores contienen en su estructura molecular un átomo de hidrógeno. Esto sucede ya porque o el anión tenía en su estructura un hidrógeno más. Ejemplifiquemos esto: Ácido Sulfúrico: H 2 SO 4 ; Hidróxido de Sodio: Na (OH); Reacción: ( ) Lo que sucedió en esta reacción es que al sustituir o recombinarse los átomos, en vez de intercambiar dos átomos de hidrogeno solo se intercambió uno; con lo que su nomenclatura cambiará a sulfato ácido de sodio, que siguiendo la definición de ácido sería la nomenclatura correcta. Si hubiese tenido otro átomo de hidrógeno en su estructura, o sea dos átomos, sería diácido. Por ejemplo: Ácido Fosfórico: H 3 PO 4 ; Hidróxido de Sodio: Na (OH); 5

6 Reacción 1: El nombre de esta sal es: fosfato diácido de sodio. Reacción 2: El nombre de esta sal es fosfato acido de sodio; lo que le falta a esta reacción es igualarla. Que es la tarea a realizar. Cuadro final No Metal + Oxígeno = óxido ácido Metal + Oxígeno = óxido básico Óxido ácido + agua = oxácido Óxido básico + agua = hidróxido o base No metal + Hidrógeno = hidrácido Ácido + base = sal + agua Trabajo Práctico: Nomenclatura. 1) Realizar los óxidos ácidos de los siguientes elementos, colocando su correspondiente nomenclatura y realizarlos con todas sus valencias. B, S, P, N, F, Cl, Br, I, C, Si, Se, As, Cr. 2) Realizar los óxidos básicos de los siguientes elementos, colocando su correspondiente nomenclatura y realizarlos con todas sus valencias. Li, Na, K, Be, Mg, Ca, Ba, Fe, Cr, Co, Ag, Al. 3) Con los elementos del punto 1 y 2, realizar las reacciones con agua para obtener los ácidos y las bases respectivas. Colocar la nomenclatura correspondiente. 4) Con los ácidos y las bases obtenidos anteriormente realizar 30 sales, colocar su nombre e igualar las reacciones de obtención. 5) Con los ácidos y las bases obtenidas en el punto 3 realizar al menos 10 ácidos que en su estructura molecular contengan H. 6

7 Enlaces Químicos El estudio de los enlaces químicos nos ayudará a entender las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las moléculas y a los iones unidos en los compuestos iónicos. El uso de la tabla periódica y de determinadas propiedades de los elementos, nos permitirá descubrir qué tipo de enlace es el que posee la sustancia bajo estudio. Los dos tipos de enlaces más importantes son: el enlace iónico, en el cual los electrones se transfieren de un átomo a otro, y el enlace covalente en donde no hay una transferencia de electrones sino que estos se comparten entre los átomos. Estructura de Lewis La estructura de Lewis, o puntos de Lewis, es una forma de escribir los elementos y los electrones de valencia del átomo de un elemento. Se constituye del elemento central y al rededor el número de electrones de valencia. Ejemplo: Para poder caracterizar cada uno de los enlaces vamos a definir antes unas propiedades que deberemos tener en cuenta para evaluar los tipos de enlaces. Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. A este están asociadas propiedades físicas, tales como la densidad, punto de ebullición, y fusión. El Radio Atómico crece de derecha a izquierda, y de arriba hacia abajo. Radio iónico: es el radio de un catión o anión. Si un átomo toma un electrón se transforma en anión, y su tamaño o radio aumenta, dado que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión resultante de la adición de electrón/es extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un átomo que libera un electrón se transforma en un catión y disminuye su radio. Energía de ionización: es la energía mínima requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. A mayor energía de ionización, más difícil quitar un electrón. Crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Afinidad electrónica: es la habilidad para aceptar uno o más electrones. Esta habilidad se mide por la afinidad la que es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso. Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor 7

8 será la tendencia del átomo a aceptar un electrón. Crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Electronegatividad: es la habilidad que poseen los átomos de atraer hacia si los electrones en un enlace químico. Crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Globalmente podemos ver cómo crecen o decrecen las propiedades anteriores, en el gráfico siguiente: Enlace Iónico: Este enlace se caracteriza por generar en solución iones, positivos (Cationes) y negativos (Aniones). También se podría definir como la unión en donde se ceden electrones entre los átomos. Los elementos más apropiados para formar compuestos iónicos son aquellos con valores bajos de energía de ionización y aquellos con valores negativos y altos de afinidad electrónica. Enlace Covalente: unión en la que dos electrones son compartidos por dos átomos, usualmente se representa como una línea en los puntos de Lewis. Existen dos tipos de enlaces covalentes, por un lado el enlace covalente no polar es aquel en el que los electrones compartidos pasan el mismo tiempo en cada átomo; a diferencia del 8

9 enlace covalente polar en el que los electrones pasan más tiempo en la vecindad de uno de los átomos que conforman la molécula. Comparación entre los enlaces: difieren marcadamente en sus propiedades físicas generales debido a las diferencia entre los enlaces. En el enlace covalente hay dos tipos de fuerzas de atracción, la primera es la que mantiene unidos a los átomos juntos en la molécula, y la segunda es una fuerza que se desarrolla entre las moléculas y se denomina fuerza intermolecular. Las últimas son más débiles que las primeras, lo que hace que las moléculas no estén fuertemente unidas por lo tanto los compuestos covalentes son por lo general gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Por otra parte, en los enlaces iónicos existen las fuerzas electrostáticas que mantienen a los iones unidos y son muy fuertes, por lo que generalmente los compuestos iónicos son sólidos de elevado punto de fusión. Qué Tipo de enlace es? Para saber qué tipo de enlace es al que nos enfrentamos, usamos la diferencia de electronegatividades para determinarlo. Si la diferencia es mayor o igual a 2 (dos) el enlace es IONICO, y si es menor a este valor el enlace es COVALENTE POLAR. Cuanta más chica sea la diferencia estaremos en presencia de un enlace con mayor carácter covalente. 9