2007 03 ENLACE Y FORMULACIÓN

R.A.Q.B. 2005

Unidad 3

Enlace y

formulación

Enlace y formulación. Página 3.2

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TEST DE IDEAS PREVIAS Anota las respuestas a lápiz. Si no lo sabes, intenta adivinar la respuesta. Este test sólo tiene valor si lo haces tú solo. Cuando el profesor diga la solución, NO APUNTES LA RESPUESTA CORRECTA, sino que en las casillas de la derecha donde pone INICIO DEL TEMA pones una asi tu respuesta era correcta o una r si no era correcta.

INICIO DEL TEMA

FINAL DEL TEMA

1. ¿Qué tipo de partículas puede ganar o perder un átomo?

2. ¿Qué elemento representan los siguientes símbolos? F P S Na K B H C

3. ¿Qué diferencia hay entre un elemento y un compuesto?

4. ¿Qué es un ión?

5. ¿Qué significa el 2 de la fórmula H2O?

6. ¿Qué es una molécula?


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Objetivos Al final de este tema, debes haber conseguido:

1. Indicar el nº de protones, neutrones y electrones de un átomo o ión. 2. Escribir la configuración electrónica de un átomo. 3. Identificar el tipo de enlace en un compuesto y sus propiedades. 4. Escribir diagramas de Lewis de moléculas sencillas. 5. Formular y nombrar compuestos binarios e hidróxidos, utilizando varias

nomenclaturas. 6. Formular oxisales (terminadas en ato o en ito) y oxoácidos (terminados en ico o en

oso), utilizando la nomenclatura tradicional. 7. Desarrollar y condensar fórmulas de moléculas orgánicas. 8. Formular y nombrar hidrocarburos en los que pueden aparecer dobles y triples

enlaces, un ciclo y ramas lineales de pocos átomos de carbono.

Material Es necesario proveerse del siguiente material en el laboratorio:

1. Azufre, etanol, cobre, sulfato de cobre. 2. Tubos de ensayo y/o cápsulas de porcelana. 3. Pila de petaca, cables y bombilla (mejor con su portalámparas).

Temporalización mínima: 10 sesiones 1. Estructura atómica y configuración electrónica 2. Enlace iónico y metálico 3. Enlace covalente 4. Formulación de compuestos binarios 5. Formulación de compuestos ternarios (2 sesiones) 6. Formulación de hidrocarburos (2 sesiones) 7. Repaso 8. Examen


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Estructura atómica Recuerda que los átomos no son bolitas macizas, sino que están formados por tres tipos de partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Para conocer el número de cada una de ellas que hay en un átomo debemos conocer dos números:

El número de electrones, en principio, es igual al de protones. En la tabla periódica podemos encontrar el número atómico pero no el número másico1 Este número se suele dar como exponente, por ejemplo 4He o helio-4. 1. Completa esta tabla:

Carga Masa Cuántos hay Dónde están Electrones Protones Neutrones

2. Recuerda o memoriza los elementos que pertenecen a cada uno de los grupos representativos: 1, 2 y 13, 14, 15, 16, 17, 18, con sus símbolos.

3. En esta tabla periódica, señala la escalera que separa los elementos metálicos. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac**

Recuerda o memoriza también los símbolos de los elementos sombreados.

4. Completa el siguiente cuadro: Símbolo Nº protones Nº neutrones Nº atómico Z Nº másico A

39K 35 45

88Sr 51 122

5. Escribe el símbolo de los isótopos del carbono de números másicos 12, 13 y 14.

6. El hidrógeno-2 recibe el nombre de deuterio y el hidrógeno-3, tritio. Indica cuántos protones y neutrones tiene cada uno.

7. ¿Qué símbolos se esconden en estas palabras? BAlON, BrINCaS, PAsCuAl, FeLiPHe

1 Junto al número atómico, también encontramos en la Tabla Periódica la masa atómica, que es la media de los números másicos de los isótopos de un elemento, teniendo en cuenta su abundancia.

Número atómico Z es el número de protones y es el número que identifica a cada elemento. Número másico A es la suma de protones + neutrones y es el número que identifica a un isótopo, dentro de cada elemento.


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Cómo se distribuyen los electrones dentro de un átomo Los electrones de un átomo están organizados por niveles, que son capas concéntricas parecidas a las de una cebolla. Los niveles se numeran desde el núcleo hacia fuera: 1, 2, 3… El último nivel se denomina nivel de valencia.

Los niveles a su vez se dividen en subniveles, pero no todos igual. Cada nivel tiene tantos subniveles como indica su número. Los subniveles se denominan con las letras s, p, d, f... Así el nivel 1 tiene solo un subnivel, el subnivel s. El nivel 2 tiene dos subniveles: el s y el p- El subnivel 3 tiene tres subniveles: s, p y d, y así sucesivamente.

En cada subnivel caben un número máximo de electrones:

s = máximo 2 p = máximo 6 d = máximo 10 f = máximo 14

Configuración electrónica es la forma como se colocan los electrones en los distintos niveles y subniveles. El orden en que se van llenando los niveles y subniveles se resume en el siguiente cuadro. Hasta que no se llena un subnivel no se puede pasar al siguiente.

Para escribir la configuración electrónica lo primero que tienes que haces es averiguar el número de electrones, que coincide con el número atómico, si es un átomo neutro (es decir, que no ha ganado ni perdido electrones). Para averiguar el número atómico puedes contar en la tabla periódica a partir del hidrógeno, hacia la derecha, por filas. Ejemplo: arsénico Z = 33. Estos 33 electrones vamos a repartirlos empezando por el subnivel 1 s2 (el exponente significa “dos electrones”). Luego, siguiendo las flechas, 2s2, p6, 3s2, p6, 4s2. Aún nos quedan 13 electrones, pero primero debemos llenar 3d10 antes de 4p3 (está incompleto, pero ya no tenemos más electrones). Finalmente, lo escribimos todo seguido: 1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4s2 p3

8. Escribe la configuración electrónica de los tres primeros elementos del grupo 14, y observa cuántos electrones tienen en la última capa (la de valencia).

9. Escribe la configuración electrónica de los tres primeros elementos del periodo 4 y observa cuántas capas tienen en común.

10. Sin escribir la configuración electrónica, rellena la tabla: Elemento Nº de capas ocupadas Nº electrones de valencia Cesio Antimonio Kripton

Niveles: Subniveles • 1 1 s • 2 2 s p • 3 3 s p d • 4 4 s p d f • 5 5 s p d f • 6 6 s p ... • 7 7 s ...


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11. Consulta la tabla periódica para averiguar qué elemento es:

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d4 4 s2

12. Averigua a qué elemento pertenecen estas capas de valencia: 2 s2 4 s1 2 s2 p2 3 s2 p5 5 s2 p3

13. Escribe la configuración electrónica de estos átomos:

Iones Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones, y por tanto se ha roto el equilibrio entre protones y electrones. Los electrones tienen carga negativa y los protones tienen carga positiva, de modo que:

un ión que gana electrones adquiere carga negativa, y se llama ANIÓN. Los NO METALES son los “ladrones”, son los que quieren robar electrones.

un ión que pierde electrones se queda con un exceso de carga positiva, y se llama CATIÓN. Los METALES son los “generosos” del sistema periódico, son los que quieren dar electrones.

Nombre de los iones: • Los iones positivos se nombran poniendo entre paréntesis su carga. Ejemplo: átomo

de sodio que ha perdido un electrón: Na+1. Se llama catión sodio (I). • Los iones negativos se nombran con el nombre del elemento terminado en URO.

Átomo de cloro que ha ganado un electrón: Cl–1 Se llama anión cloruro.

Aniones con nombre especial: O–2 se llama anión óxido, H–1 se llama anión hidruro y S–2 se llama anión sulfuro (del nombre del azufre en latín: Sulfur)

14. Escribe la configuración electrónica del Fe+2, sabiendo que Z = 26.

15. Escribe la configuración electrónica del As–3, sabiendo que Z = 33

16. En esta lista, separa los aniones de los cationes y nómbralos. Luego averigua cuántos electrones tienen en su capa de valencia. ¿Qué observas?

Li+1, O–2, Br–1, Ca+2, Ga+1, S–2, F–1, As+5, Sn+4, Ba+2, K+1, Be+2, I–1, Se–2

El número de electrones que gana o pierde un átomo se denomina carga o valencia, y se coloca como un exponente, positivo si pierde, negativo si gana.


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La regla del octeto y el enlace iónico

Los gases nobles son los elementos del grupo 18 y nunca se unen con otros átomos, porque ya están “satisfechos”. El resto de los elementos representativos (no los elementos centrales del sistema periódico) “envidian” a los gases nobles, y para parecerse a ellos ganan o pierden electrones. Pero los electrones sólo se pueden encontrar dentro de los átomos, así que un átomo que quiere ganar electrones (un NO METAL) debe encontrar otro que quiera perderlos (un METAL). Y así quedan definitivamente unidos: es lo que llamamos un “enlace” o unión entre dos o más átomos. Los dos átomos se transforman en iones, y así se forma un enlace iónico.

Esta es la regla, pero tiene excepciones. Muchos metales no cumplen la regla del octeto, porque pierden menos electrones. En este caso el número de electrones que pierden se indica entre paréntesis con números romanos, como hemos dicho.

¿Qué hacer cuando el número de electrones que quiere perder el METAL no es igual al número de electrones que quiere ganar el NO METAL? En este caso tenemos que coger varios átomos de cada elemento. Para saber cuántos átomos hay que coger, se usa la reglilla de “cruzar las cargas”, es decir, cogemos tantos átomos de no-metal como indique la carga del metal, y viceversa. Ejemplo:

Para unirse el Fe+3 y el O–2 debemos coger dos átomos de Fe y tres de O. Los dos átomos de Fe perderán 2 x 3 = 6 electrones y los tres átomos de O ganarán 3 x 2 = 6 electrones. Observa que las valencias no se escriben en la fórmula y que el positivo siempre se escribe delante.

+3 –2 Fe O Fe 2 O 3

2 3

A veces es necesario simplificar si los dos subíndices se pueden dividir por 2 o por 3, porque en la fórmula deben ponerse los números más pequeños posible. Ejemplos: En lugar de Mg2O2 → MgO. En lugar de Cr2O6 → CrO2

17. Según la regla del octeto, ¿cuántos electrones deben ganar o perder los siguientes átomos? Recuerda que el número de electrones de la capa de valencia viene dado por el número de grupo. Escribe su carga en forma de exponente:

Li Be N Pb S Br Bi Si Ca Sn Al Cl

18. Escribe la fórmula del compuesto formado al unirse los iones indicados: sulfuro y titanio (IV) fluoruro y bismuto (III) (sigue )

Regla del octeto: todos los elementos representativos ganan, pierden o comparten los electrones necesarios para asemejarse a los gases nobles, es decir, tener 8 electrones en la capa de valencia. (excepto el helio que sólo tiene 2 electrones).

R E C U E R D A Grupo 1: valencia +1 Grupo 14: valencia –4 Grupo 16: valencia –2 Grupo 2: valencia +2 Grupo 15: valencia –3 Grupo 17: valencia –1


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cloruro y antimonio (V) óxido y calcio (II) ioduro y magnesio (II) bromuro y plomo (IV)

Propiedades de los compuestos iónicos En los compuestos iónicos los iones están ordenados formando una red cristalina, como la de la izquierda. No hay verdaderas moléculas.

Los iones ocupan posiciones fijas, por lo que estos compuestos son rígidos, y se parten al golpearlos.

La atracción entre iones es muy fuerte, por lo que es muy difícil separarlos para pasar la sustancia a estado líquido o gas: las temperaturas de fusión y ebullición son muy altas.

No hay cargas eléctricas libres, por lo que no conducen la electricidad. Excepto fundidos o disueltos, ya que entonces los iones van a moverse libremente.

Si la carga es baja (Ejemplo: NaCl), son solubles en agua, pero si la carga es alta (FeS) suelen ser insolubles.

Enlace metálico En un metal sólido (como el hierro) o líquido (como el mercurio) los átomos están todos muy unidos unos con otros, y se desprenden de sus electrones de valencia, que se mueven libremente entre los huecos.

Como los átomos metálicos se colocan muy juntos y ordenados en una red cristalina, su densidad es alta.

Como sus electrones de valencia tienen libertad para moverse, son buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor.

Por otro lado, los metales son dúctiles (se pueden fabricar alambres) y maleables (se pueden fabricar láminas), porque los átomos pueden cambiar de posición fácilmente sin romper el enlace que los mantiene unidos.

No importa mucho si están en estado sólido o líquido, pero no pueden liberar a los electrones si separamos los átomos (estado gaseoso). Por tanto, el punto de fusión es más bajo que en los compuestos iónicos, pero el de ebullición es alto.

No son solubles, salvo en otros metales líquidos (el oro se disuelve en mercurio).

19. Indica si las siguientes propiedades corresponden a una sustancia iónica o metálica o ninguna de las dos:

a. Un sólido insoluble en agua que no conduce la electricidad. b. Un líquido insoluble en agua que conduce la electricidad. c. Un gas poco soluble en agua. d. Un sólido que al golpearlo no se rompe, sino que se deforma. e. Un sólido que al disolverlo en agua conduce la electricidad. f. Un sólido que se funde al calentarlo suavemente. g. Un líquido a temperatura ambiente que no conduce la electricidad.


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El enlace covalente Hemos visto la unión de un metal con un no-metal (enlace iónico), y también la unión de dos metales (enlace metálico). Nos queda por ver el enlace covalente que es el enlace formado por dos NO METALES. Puesto que ninguno de ellos quiere dar electrones (los dos necesitan electrones para completar su última capa) la solución es compartir algunos electrones. Los electrones compartidos se “prestan” al otro átomo, sin “regalarlos”, y a cambio se deben recibir “prestados” el mismo número de electrones. Esto significa que los electrones compartidos pertenecen a la vez a los dos átomos. ¿Cuántos electrones se prestan (y se reciben)? Los que le falten a la capa de valencia para tener 8 (regla del octeto).

En este ejemplo sólo vamos a dibujar la capa de valencia del cloro, que tiene 7 electrones (está en el grupo 17) y necesita 1, que lo va a recibir de otro átomo de cloro vecino. Al mismo tiempo debe prestarle también un electrón.

Hay otra representación más sencilla, en la que cada par de electrones compartidos se representan por una raya, y los electrones no compartidos no se representan: Cl – Cl

Este ejemplo corresponde a un enlace simple, porque dos átomos comparten un par de electrones. Si los átomos necesitan más electrones existen también otros enlaces: • Enlace doble: dos átomos comparten dos pares de electrones. Así: O = O • Enlace triple: dos átomos comparten tres pares de electrones. Así: N ≡ N

En total, hay siete elementos que forman moléculas de dos átomos (di-atómicas). Debes memorizarlos bien: H2, O2, N2 (los tres terminan en –geno) F2, Cl2, Br2, I2 (halógenos)

Es posible que se unan elementos diferentes: H – F. También un átomo puede unirse a dos átomos: H – O – H. En general, de cada átomo tienen que salir tantas rayas como electrones le falten para completar el octeto. A este número se le llama covalencia:

20. Rodea con un círculo a cada átomo, comprobando que todos ellos cumplen la regla del octeto:

H F O FF O OCl Cl

El número de electrones que comparte un átomo se denomina valencia covalente.

La covalencia coincide con lo que le falta al grupo para llegar a 18: Grupo 17: covalencia 1 Grupo 15: covalencia 3 Grupo 16: covalencia 2 Grupo 14: covalencia 4

Cl

7 e e n ú l t i mo n i v e l

Cl

7 e e n ú l t i mo nivel

Cl C l

Mo lécu la diató mica


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21. a. ¿Cuántos electrones necesita un átomo de N para parecerse a un gas noble?

b. Entonces, ¿cuál es su covalencia? c. Representa cómo se unirían dos átomos de N entre ellos. d. Representa cómo se uniría un átomo de N con tres átomos de F. e. ¿Podría unirse un átomo de N a un átomo de O y a otro átomo de H?

22. Indica la valencia covalente (covalencia) de los siguientes elementos: C P F Cl Br H

23. Representa el enlace covalente de estas moléculas H2, H2S, Br2, CF4, PCl3, CO2

Propiedades de los compuestos covalentes Los compuestos covalentes están formados por moléculas independientes, unidas unas con otras por débiles fuerzas intermoleculares. Aquí se representan las fuerzas que existen entre tres moléculas de F2

Separar unas moléculas de otras es bastante fácil, por lo que a temperatura

ambiente suelen ser gases (dióxido de carbono). Si son líquidos (agua) o sólidos (plástico, cera, mantequilla) tienen temperaturas de fusión y ebullición bajas.

Si son sólidos suelen ser blandos.

En estos compuestos no hay ninguna carga eléctrica libre, por lo que nunca conducen la electricidad.

Los compuestos covalentes se dividen en dos grupos. Pueden ser polares (alcohol, acetona, agua) o apolares (grasa, pintura, aguarrás, gasolina).Los compuestos de cada grupo se disuelven bien en un líquido de su mismo grupo.

Sustancias covalentes cristalinas: existen unas pocas sustancias covalentes con propiedades muy distintas, porque sus átomos están ordenados en una red cristalina. No hay moléculas en ellos, sino que todos los átomos están unidos entre sí por enlace covalente. Los más conocidos son el diamante (carbono puro) y el cuarzo o sílice SiO2 (con el que se fabrica el vidrio). Nunca se disuelven ni conducen la electricidad.

24. Indica si las siguientes propiedades corresponden a una sustancia metálica, iónica o covalente:

a. Sustancia líquida a temperatura ambiente que no conduce la electricidad b. Sólido blando que conduce la electricidad. c. Sólido frágil, al disolverse en agua conduce la electricidad. d. Sólido cristalino aislante que al fundirse se vuelve conductor. e. Líquido que se convierte en gas a 78º C. f. Sólido que al golpearlo se deforma, funde a 1538º C.

25. Indica si las siguientes sustancias son iónicas, covalentes o metálicas:

Agua Sal (cloruro de sodio) Calcita mineral Alcohol Calcio elemento Oxígeno gas Mercurio Mantequilla Hierro oxidado KCl NiFe SO


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Recuerda: el metal ( positivo) siempre se escribe delante

La valencia del hidrógeno es muy especial. Puede ser + 1 o – 1

La valencia del elemento negativo se calcula restando a 18 el nº de grupo

Ten cuidado de no mezclar las dos nomenclaturas a la vez

Formulación y nomenclatura de compuestos binarios Formular es escribir la fórmula de un compuesto, cuando nos dan el nombre.

Nomenclatura son unas reglas de los científicos han ideado para dar nombre a los compuestos. Antiguamente cada compuesto recibía un nombre inventado sin ninguna regla, pero al irse descubriendo cada vez más compuestos era imposible recordar el nombre de tantos compuestos.

Nomenclatura tradicional: es la primera nomenclatura que se inventó. Era bastante complicada, pero los nombres son cortos. Era necesario memorizar las valencias de todos los elementos.

Nomenclatura stock: consiste en indicar entre paréntesis con números romanos la valencia de los elementos metálicos, que son la mayoría y los que tienen valencias muy variadas. Hay que memorizar sólo la valencia de los no metales.

Nomenclatura sistemática: es la más moderna y fácil. Se trata de indicar los números que aparecen en la fórmula mediante prefijos que debes memorizar: mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6). El problema es que a veces los nombres que salen son demasiado largos.

Vamos a comenzar por los compuestos binarios que son los que están formados por dos elementos. Los compuestos binarios se agrupan en varias FAMILIAS:

• Hidruros: son combinaciones de hidrógeno (valencia –1) con un elemento de los grupos 1 al 15 (con valencia positiva). Se nombran como hidruro de ... Ejemplos:

Nomenclatura sistemática:: trihidruro de aluminio AlH3

MgH2 dihidruro de magnesio

Nomenclatura stock: hidruro de aluminio (III) Al+3(H–1)3 AlH3

MgH2 Mg+2(H–1)2 hidruro de magnesio (II)

• Hidrácidos: son combinaciones de hidrógeno (valencia +1) con un no metal de los grupos 16 o 17 (con valencia negativa).

Nomenclatura sistemática: Se nombran como ...uro de hidrógeno: cloruro de hidrógeno HCl

H2S sulfuro de dihidrógeno Nomenclatura tradicional: Se nombran como ácido ...hídrico.

ácido bromhídrico H+1Br –1 HBr

H2S (H+1)2S – 2 ácido sulfhídrico

• Óxidos: son combinaciones de oxígeno (valencia –2) con cualquier otro elemento (salvo flúor). Siempre se nombran como óxido de ...:

Nomenclatura sistemática:. Ejemplos: trióxido de dialuminio Al2O3

N2O4 tetraóxido de dinitrógeno


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Primero se nombra el no metal y luego el metal, a la inversa que la fórmula

Nomenclatura stock: Ejemplos: óxido de vanadio (V) (V+5)2(O – 2)5 V2O5

TiO2 Ti+4(O – 2)2 óxido de titanio (IV) • Sales: son combinaciones de metal (valencia positiva) con no metal (valencia

negativa). Siempre se nombran como ...uro de ...:

N. Sistemática Ag2S sulfuro de diplata N. stock Ag2S (Ag+1)2S – 2 sulfuro de plata (I)

1. Elige para cada fórmula su nombre correcto: Na2O óxido de sodio (II) óxido de sodio (I) NiS sulfuro de níquel (I) sulfuro de níquel (II) HF hidruro de flúor fluoruro de hidrógeno FeSe selenio de hierro seleniuro de hierro

2. Formula y da otro nombre para los siguientes compuestos binarios: Sulfuro de calcio Sulfuro de amonio

Hidruro de litio Bromuro de potasio Tetrahidruro de silicio Trióxido de azufre

Nitruro de cobre(II) Sulfuro de titanio(IV) Cloruro de cromo(II) Seleniuro de estaño(IV) Óxido de oro (III) Pentaóxido de diníquel 3. Nombra de dos maneras los siguientes compuestos binarios: ZnBr2 Fe2O3 CoI3 MnP

Na2S BeF2 PH3 AlBr3 Sb2S5 HCl MgO H2Se

Formulación de compuestos ternarios Los compuestos ternarios están formados por tres elementos, uno de ellos es siempre oxígeno. El oxígeno se une al no metal para formar oxo-anión. El catión puede ser un catión metálico o el hidrógeno H+1.2

En los compuestos ternarios tenemos también varias FAMILIAS. La más sencilla es los:

• Hidróxidos: están formados por el anión OH – y un metal. Se nombran como hidróxido de ... Se usa paréntesis para poner subíndice al OH. Ejemplo:

NOMBRE STOCK hidróxido de calcio (II) Ca+2 (OH–)2 Ca(OH)2

NOMBRE SISTEMÁTICO dihidróxido de magnesio Mg(OH)2

2 La unión del no-metal con el oxígeno es un enlace covalente, y la unión del anión con el catión es un enlace iónico. Encontramos pues, en el mismo compuesto, los dos tipos de enlace. Sin embargo, sus propiedades corresponden a las de compuestos iónicos.

No-metal y + metal o hidrógeno

Oxígeno


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• Oxo-ácidos: están formados por hidrógeno (H+1) y un anión con oxígeno. Sólo aprenderemos el nombre tradicional, que termina en ico o en oso, (y a veces los prefijos per o hipo) dependiendo del número de oxígenos que lleve. Todos los elementos del mismo grupo llevan el mismo número de oxígenos y de hidrógenos, por lo que debes memorizar el nombre y la fórmula de un ácido de cada grupo terminado en ico:

Grupo 13 14 15 16 17 TERMINACIÓN HClO4

Ácido perclórico

per ... ico

HBO2 Ácido bórico

H2CO3 Ácido

carbónico

HNO3Ácido

nítrico

H2SO4Ácido

sulfúrico

HClO3Ácido

clórico

ico

HNO2Ácido

nitroso

H2SO3Ácido

sulfuroso

HClO2Ácido

cloroso

oso

HNOÁcido

hiponitroso

H2SO2Ácido

hiposulfuroso

HClOÁcido

hipocloroso

hipo ... oso

Observa:

Con la terminación –oso tiene un oxígeno menos que con la terminación –ico

Con el prefijo hipo- tiene otro oxígeno menos.

Con el prefijo per- tiene un oxígeno más. Este prefijo sólo se usa en el grupo 17

Las fórmulas del grupo 17 son iguales a las del grupo 15, excepto que en el grupo 17 se admite el prefijo per-.

Para los demás elementos del grupo, basta cambiar el símbolo del no-metal.

Ácido silícico. El silicio está en el grupo 14, cambiamos C por Si: H2SiO3

Ácido fosforoso. Cambiamos N por P: HPO2

Ácido hiposelenioso. Cambiamos S por Se: H2SeO2

Ácido perbrómico. Cambiamos Cl por Br. HBrO4

Prefijo orto: Se añade un oxígeno más y dos hidrógenos más, es decir, es como sumar una molécula de H2O. Sólo aparece con los grupos 13, 14 y 15. Ejemplo:

Ácido ortohipofosfórico. El ácido hipofosfórico es HPO + H2O → H3PO2

4. Formula o nombra los siguientes compuestos básicos: Co(OH)3 Hidróxido de cobre (I)

NaOH Dihidróxido de berilio HNO3 Ácido arsenioso

HSbO2 Ácido fosfórico 5. Formula o nombra los siguientes oxoácidos con prefijos hipo, per u orto: H2SO2 Ácido peryódico

HBrO4 Ácido ortobórico H3PO3 Ácido hipofosforoso


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• Oxo-sales: en un oxoácido se sustituye el hidrógeno por un metal. En el nombre se cambia la terminación3 y se añade el nombre del metal (sistema stock)

Ejemplo: del ácido sulfúrico H2SO4 deriva el sulfato de sodio Na2SO4

Para formular, se formula primero el oxo-ácido que le corresponde y luego se cambia el hidrógeno por el metal, respetando el subíndice del hidrógeno.

Sulfito de potasio → Ácido sulfuroso H2SO3 → K2SO3 (potasio: valencia +1)

Pero como el hidrógeno tiene valencia 1, si el metal tiene otra valencia, hay que añadirla después de un paréntesis:

Sulfato de aluminio (III) → Ácido sulfúrico H2SO4 → Al+32SO4→ Al2(SO4)3 .

Igual que en los compuestos binarios, si se puede, hay que simplificar. Ejemplo:

ortofosfito de hierro (III) → ácido ortofosforoso H3PO3 Fe+33PO3 → Fe3(PO3)3 → FePO3

Para nombrar, buscamos primero el oxo-ácido que corresponde al oxo-anión, le ponemos la terminación –ito u –oso que le corresponda y luego se nombra el metal, poniendo su valencia entre paréntesis con números romanos. Ejemplo:

Ba3(SbO3)2 → SbO3 → ácido antimónico → antimonato de bario (II)

6. Formula o nombra los siguientes compuestos elementales: Trihidróxido de hierro Zn(OH)2

Fosfato de arsénico (III) NaAsO2 Hidróxido de magnesio Fe(OH)2

Iodito de aluminio CaCO3 Ácido clórico Pd(OH)4

Hidróxido de litio CaSO4 Ácido nitroso AuH3 Cloruro de calcio GeF2

Hidróxido de potasio SiC Ácido sulfhídrico HBrO3 Óxido de plomo (IV) FeCl3

Hidruro de berilio H2CO3 Trióxido de dibromo FeSO4

Sulfuro de plomo (II) Na3N Clorito de plata (I) HClO2 Óxido de bario HF

Cloruro de magnesio CuO Hidruro de sodio NaNO2 Seleniato de manganeso (II) CrO3 7. Nombra los siguientes compuestos con prefijos per, hipo y orto:

Perclorato de sodio HBrO4 Hipobromito de estroncio H4SiO4 Ácido hipofosforoso Al(BrO)3 Ácido peryodico Mg2SiO4 3 Para memorizarlo bien recuerda: “El osito (oso-ito) vive en el ático (ico-ato)”

Ico por ato Oso por ito


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Compuestos de carbono: un mundo aparte El átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia, y puede formar cuatro enlaces covalentes. Algunos de estos enlaces pueden usarse para unir unos átomos de carbono con otros, formando cadenas de cualquier número de átomos. Ya que el carbono es el único elemento que puede hacer esto, es el elemento con mayor número de compuestos, y necesita un capítulo aparte dentro de la Química, la Química Orgánica, llamada así porque los compuestos de carbono al principio sólo fueron descubiertos dentro de los organismos vivos.

El carbono está acompañado siempre por el hidrógeno, que sólo necesita un electrón, y por tanto forma un solo enlace covalente. RECUERDA: el átomo de carbono siempre debe tener 4 enlaces, y el hidrógeno 1. También podrían aparecer el oxígeno o el nitrógeno, pero no los estudiaremos este curso.

Representación de las moléculas de carbono:

Fórmula desarrollada muestra todos los enlaces

Fórmula semidesarrollada se escribe junto a cada carbono

los H que están unidos a él

Fórmula empírica sólo muestra el nº de

átomos de cada tipo

H H H ⎪ ⎪ ⎪ H–C–C=C–H ⎪

H

CH3–CH=CH2

C3H6

Como podrás imaginar, la fórmula empírica se usa poco, porque da muy poca información. Si lo piensas un poco, hay muchas moléculas que tienen la misma fórmula empírica y se denominan isómeros.

Pero debes tener cuidado porque las moléculas orgánicas son flexibles, y se pueden girar y doblar. No debes creer que dos moléculas orgánicas son diferentes sólo porque se encuentran en posturas diferentes. Fíjate que estas moléculas son iguales al ejemplo anterior: H H H H H ⎪ ⎪ ⎪ ⎪ ⎪ C=C–H H–C=C–C–H ⎪ ⎪ H–C–H H ⎪ H 26. Representa los 5 isómeros de fórmula C4H8. Represéntalos de forma desarrollada y

semidesarrollada. ¿Cuántos isómeros tienen de fórmula C4H6?

Formulación y nomenclatura de hidrocarburos Los hidrocarburos son compuestos que solo contienen carbono e hidrógeno. Para nombrar los hidrocarburos debes APRENDER BIEN las raíces que aparecen en el recuadro y que indican el número de átomos de carbono de la cadena principal (la cadena más larga). A partir de 4 átomos de carbono, se utilizan las palabras conocidas pent-, hex-, hept-, oct-...

met- = 1 et- = 2 prop- = 3 but- = 4


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• Hidrocarburos lineales

• Alcanos: se nombran terminados en –ano. Todos sus enlaces son simples. Ejemplos: metano CH4, etano CH3–CH3, propano CH3–CH2–CH3

• Alquenos: se nombran terminados en –eno si poseen un enlace doble. Terminan en dieno si tienen dos enlaces dobles, trieno para tres, etc. Cuando existen varias posibilidades para colocar el enlace doble, se debe indicar su posición mediante un número llamado localizador:

1 2 3 2-buteno CH3–CH=CH–CH3 En caso de duda, se numeran los enlaces para que salgan los números más pequeños. 4 3 2 1 CH3–CH=CH–CH=CH2 1,3-pentadieno (estaría mal decir 2,4-pentadieno)

• Alquinos: terminados en –ino. Poseen al menos un triple enlace. Si hay varias posibilidades, también se indica su posición mediante un localizador. El localizador se suele poner delante de la palabra, pero también se puede intercalar. Ejemplo:

1 2 3 4 3 2 1 1-butino CH≡C–CH2–CH3 CH3–C≡C–CH=CH2 1-penten-3-ino

• Hidrocarburos ramificados: cuando hay átomos de carbono que no están en la misma línea. A la hora de nombrarlos, lo primero es elegir la cadena principal que es la línea que contiene más átomos de carbono y que contenga a los dobles o triples enlaces, no importa si está recta o doblada. Los átomos de C que no pertenecen a la cadena principal se llaman ramas. Las ramas se nombran según el número de átomos de carbono, y con la terminación –il. Normalmente aparecen sólo estas dos:

metil- CH3– etil- CH3–CH2– Se indica de dónde sale la rama numerando la cadena principal, empezando por el extremo más próximo al doble o triple enlace. Si no hay doble ni triple enlace o éste se encuentra en el centro, se numera por el extremo más próximo a la rama. Ejemplos: metilbutano 3-metilbuteno

4 3 2 1 CH3 – CH – CH = CH2 CH3

La rama no puede estar en los carbonos 1 y 4. Ahora se numera por la derecha Tampoco en el carbono 3, que se convertiría en 2. debido al doble enlace

• Hidrocarburos cíclicos: cuando el último carbono de la cadena principal se une con el primero, formando un anillo. Se nombran con el prefijo ciclo-. Se puede empezar a numerar por cualquier átomo, hacia la derecha o hacia la izquierda. Se debe procurar que los dobles y triples enlaces tengan los números más pequeños posible, y luego, que las ramas tengan los números lo más pequeños posible. Ejemplo:

1-etil-1-ciclobuteno Se puede empezar a numerar por cualquiera de los dos átomos que tienen doble enlace. Comenzamos por el de arriba para que la rama tenga el número 1.

27. Escribe la fórmula semidesarrollada y desarrollada de estos hidrocarburos lineales: propano penteno 2-butino propadieno butenino etino


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28. Escribe el nombre de:

CH4 CH2=CH2 CH≡C–CH3 CH2=CH–CH=CH2

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH2=CH–CH= CH–CH=CH2

29. Escribe la fórmula semidesarrollada de estos hidrocarburos ramificados: metilpropano 3-etil-2-penteno 3,3-dimetil-1-butino

30. Rectifica los errores en el número de hidrógenos, y ponle nombre: CH3 CH2–CH3 CH3 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH2=C–CH= CH–CH–CH2

31. Escribe la fórmula semidesarrollada de estos hidrocarburos cíclicos:

metilciclopropano ciclopenteno 1-metil-4-etilciclobuteno

1,3-ciclopentadieno ciclohexino 3-etil-1,4-ciclohexadieno

32. Nombra estos hidrocarburos cíclicos:

CH2 – CH2 CH2 – CH2 – CH2 CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3–CH–CH=CH–CH–CH3

CH = CH CH2–CH2–CH2 CH2 – CH – CH2 – CH3 CH3–CH2–C = CH – CH–CH3

EJERCICIOS FINALES DE REPASO 1. Repasa el test de ideas previas y corrígelo con lo que has aprendido, y luego con las

respuestas que proporcione el profesor.

2. Indica cuántos protones, neutrones y electrones tienen los isótopos del plomo de números másicos 206 y 207 y represéntalos con su símbolo.

3. Escribe la configuración electrónica de S, S–2 y S+2.

4. El elemento oxígeno se compone de tres isótopos con masas 16, 17 y 18 uma ¿En qué se diferencian? ¿Qué tienen en común?

5. Escribe la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son 7, 13, 15, 37. ¿Cuáles de ellos pertenecen al mismo grupo? ¿Y al mismo periodo?

6. El carbono es un típico elemento no metálico. El plomo es metálico. ¿Cuántos electrones tienen en el último nivel? ¿Cómo conseguirá cada uno completar el octeto?

7. En el óxido de hierro, ¿qué tipo de enlace une al oxígeno con el hierro? ¿Hay transferencia de electrones, o están compartidos? Explica porqué el hierro es maleable, pero el óxido de hierro es frágil.

8. Indica el tipo de enlace que hay en las sustancias siguientes: dióxido de carbono, óxido de calcio, hidrógeno (H2), sodio, helio.

a. En función del tipo de enlace, indica su estado de agregación más probable.

b. En el caso de los sólidos, indica si son rígidos o maleables.

c. Indica cuáles de ellas conducirán la corriente eléctrica, y en qué estado.


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9. ¿Cuántos electrones deben compartir dos átomos de oxígeno para formar la molécula O2?

10. Representa los enlaces covalentes de una molécula de agua. Haz lo mismo con las moléculas de NH3, Cl2O y CO2

11. Repaso de formulación:

Ácido selenhídrico Ácido sulfuroso Carbonato de cobre (II) Sulfito de cromo (II) Hidróxido de aluminio (III) Hidróxido de plata (I) Borato de cobalto (II) Nitrato de sodio Hidruro de potasio Seleniuro de magnesio Sulfato de cinc (II) Fosfato de hierro (III) Ácido hipobromoso Ácido ortobórico Perclorato de litio Ácido hiponitroso

12. Repaso de nomenclatura: CaO KOH HF MgCl2 HNO3 H2SO3 H2SiO3 HBrO2 KClO2 Na2SO4 Fe(NO3)2 Li2S

13. Formula el ciclopentano y el 1-penteno. ¿Son isómeros?

14. Escribe las fórmulas semidesarrolladas de los dos isómeros de fórmula C3H6. Nómbralos.

15. Escribe la fórmula desarrollada de un alqueno de cuatro átomos de carbono. Nómbralo.

16. Nombra:

CH2=CH–C≡CH CH3–CH2–CH2–CH=CH2 CH2=CH–CH3

CH3–CH–CH2–C=CH2 CH3 CH2–CH3

CH3–CH2–CH2–C = CH CH2–CH2

17. Experimenta: El profesor mostrará varias sustancias. Comprueba sus propiedades y rellena la siguiente tabla.

Sustancias Estado Enlace Pto. fusión

o ebullición

En qué se disuelve

Reacción a los

golpes

Conducción de la

electricidadSulfato de cobre

Azufre

Cobre

Etanol

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2007 03 ENLACE Y FORMULACIÓN