Quinta semana de clase de química grado décimo

Funciones oxigenadas

Dentro de los compuestos oxigenados, el segundo criterio de clasificación es si el elemento es metal o no metal. Daremos una rápida mirada a la formación de las funciones oxigenadas y luego profundizaremos en cada una de ellas. Para escribir la formula de un óxido de forma práctica, colocamos el símbolo del elemento químico seguido por el símbolo del oxígeno.

 

Metal + Oxigeno: óxido básico o simplemente óxido, ejemplo: FeO

Los óxidos metálicos son compuestos que tienen enlaces iónicos, es decir, existe una transferencia de electrones entre sus elementos, que forman un anión con carga negativa y un catión con carga positiva que se atraen por medio de fuerzas electrostáticas.

A diferencia de los óxidos metálicos, los óxidos ácidos poseen enlaces covalentes, es decir, que comparten sus electrones de valencia para lograr su estabilidad química. Si el elemento oxidado es un no metal, tendremos un óxido ácido, también llamado anhídrido:

No metal + Oxigeno: óxido ácido o simplemente anhídrido, ejemplo: ClO

 

Sistemas de nomenclatura

• Stock (estados de oxidación)
• Sistemática (número de atomos)
  
• Tradicional (estados de oxidación)

 

Nomenclatura Stock

Se usa indicando la función química, luego el elemento y entre paréntesis el estado de oxidación.

Na₂⁺¹O^-2   Óxido de sodio (I)

Fe₂⁺³O₃^-2   Óxido de hierro (III)

Cl₂⁺⁵O₅^-2   Óxido de cloro (V)

Nomenclatura Sistemática

Se usa indicando la función química y dependiendo de la cantidad de átomos presentes en el compuesto mediante la aplicación de prefijos.

mono: 1
di: 2
tri: 3
tetra: 4
penta: 5
hexa: 6
hepta: 7
octa: 8

Na₂O   monóxido de disodio 

Fe₂O₃   trióxido de dihierro 

Cl₂O₅   pentaóxido de dicloro

Nomenclatura Tradicional

Se usa indicando la función química, mediante una abreviación del elemento, dependiendo de su estado de oxidación, y mediante la siguiente tabla, se indica una terminación mediante los prefijos y sufijos dado el caso.

Cantidad de estados de oxidación	Lugar o posición	Terminación
		Prefijo	Sufijo
1	1°		ICO
2	1°		OSO
	2°		ICO
3	1°	HIPO	OSO
	2°		OSO
	3°		ICO
4	1°	HIPO	OSO
	2°		OSO
	3°		ICO
	4°	PER	ICO

Na₂⁺¹O^-2   Óxido sódico

Fe₂⁺³O₃^-2   Óxido férrico 

Fe⁺²O^-2   Óxido ferroso

Cl₂⁺⁷O₇^-2   Óxido perclórico

Cuarta semana de clase de química grado décimo

Estado de oxidación

Se define como la carga imaginaria que tendría un átomo, si se cuentan sus electrones de acuerdo a un conjunto acordado de reglas de la IUPAC. 

Primera regla:El estado de oxidación para elementos libres es cero.

Br₂  F₂  Fe 

Segunda regla: El estado de oxidación del hidrógeno es +1 y del oxígeno -2 en la mayoria de los compuestos.

Na₂O   H₂SO₄  Fe₂O₃  HCl   H₃PO₄  NaOH

Cuando el hidrógeno se encuentra unido con un metal tiene estado de oxidación -1, y el oxígeno en este caso en particular que se muestra a continuación.

H₂O₂     KH   CaH₂

Tercera regla: La suma algebráica de los estados de oxidación en una molécula neutra siempre es igual a cero, mientras que en un ión poliatómico es igual a la carga del ión.

H₂O          (OH)^-

Reglas auxiliares: los elementos del grupo 1 o IA siempre tienen estado de oxidación +1, y los elementos del grupo 2 o IIA tienen estado de oxidación +2.

MgCl₂                  Na₂(SO₄)

Tabla valencias de mape-sscc

Tercera semana de clase de química grado décimo

Enlace covalente

 

Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son más comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos y en la mayoría de los alimentos.

 

Ácido cítrico

 

Por ejemplo, los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como H₂O, CO₂ y O₂. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace.

Como ejemplo de enlace covalente, examinemos el agua. Una sola molécula de agua, H$\text{<span face=""verdana" , sans-serif"><span style="line-height: 115\%;">₂</span></span>}$O, está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno:

Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para él O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos.

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ–) en distintas partes de la molécula.

En una molécula de agua (arriba), el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja).

En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa.

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (O₂) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno.

Otro ejemplo de enlace covalente no polar puede encontrarse en el metano (CH4). El carbono tiene cuatro electrones en su capa exterior y requiere cuatro más para volverse un octeto estable. Los consigue al compartir electrones con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales le provee de un electrón. Del mismo modo, los átomos de hidrógeno necesitan un electrón adicional cada uno para llenar su capa más externa, los cuales reciben en forma de electrones compartidos del carbono. Aunque el carbono y el hidrógeno no tienen exactamente la misma electronegatividad, son bastante similares, así que los enlaces carbono-hidrógeno se consideran no polares.

Segunda semana de clase de química grado décimo

Enlace iónico

Se entiende por enlace iónico o enlace electrovalente como uno de los mecanismos de unión química, que se da generalmente entre átomos metálicos y no metálicos, fusionados debido a la transferencia permanente de electrones, y produciendo así una molécula cargada electromagnéticamente, conocida como ion.

La transferencia electrónica en el enlace iónico se da siempre desde los átomos metálicos hacia los no metálicos, o en todo caso, desde los más electronegativos hacia los menos. Esto se debe a que la juntura se produce por atracción entre partículas de distinto signo, cuya variación en el coeficiente de electronegatividad sea mayor o igual a 1,7 en la escala de Pauling.

 

 

Los iones no poseen un polo positivo y otro negativo, sino que en ellos predomina por entero una sola carga. Así, tendremos cationes cuando se trate de una carga positiva (+) y tendremos aniones cuando se trate de una negativa (-).

 

Características

Es un enlace fuerte: Dependiendo de la naturaleza de los iones, la fuerza de esta unión atómica puede ser muy intensa, por lo que la estructura de estos compuestos tiende a formar redes cristalinas muy resistentes.

Suele producir sólidos: A temperaturas y rangos de presión normales, suelen producir compuestos de estructura molecular cúbica y rígida, cristalina, dando origen así a sales. Existen líquidos iónicos, también, o “sales derretidas”, que son poco frecuentes pero sumamente útiles.

 

Sal de mesa

 

Posee un alto punto de fusión: Tanto el punto de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) como el de ebullición de estos compuestos suele ser muy alto, pues se requiere grandes cantidades de energía para romper la atracción eléctrica entre los átomos.

Solubilidad en agua: La mayoría de las sales obtenidas de este modo son solubles en agua y otras soluciones acuosas que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo).

Conducción eléctrica: En su estado sólido no son buenos conductores de electricidad, dado que los iones ocupan posiciones muy fijas en una red eléctrica. En cambio, una vez disueltos en agua o en solución acuosa, se tornan eficaces conductores de la electricidad dado que contienen partículas móviles con carga (iones).

 

Mar muerto en Jordania

 

Selectividad: Los enlaces iónicos pueden darse únicamente entre metales de los grupos I y II de la Tabla periódica, y los no metales de los grupos VI y VII.