(Ciencias de Joseleg)(Química)(Lenguaje químico)(Formulación y nomenclatura inorgánica) (Ejercicios resueltos)(Introducción)(Historia)(Generalidades de la nomenclatura tradicional)(Generalidades de la nomenclatura Stock)(Generalidades de la nomenclatura sistemática)(Nomenclatura de isótopos)(Formulación química)(Fórmulas químicas teóricas)(Elementos)(Hidruros no metálicos)(Óxidos)(Hidróxidos)(Oxácidos)(Iones)(Sales)(Referencias bibliográficas)(Versión documento word)
Típicamente los libros de texto solo nos exponen un solo
tipo de fórmulas en química inorgánica y es la fórmula molecular, sin embargo,
para este capítulo trataremos de ver la fórmula estructural condensada y la
fórmula estructural completa, pues en ellas podemos discutir algunas
propiedades importantes de algunas sustancias comunes. Para esto nos enfocaremos
primero en formular las sustancias químicas, recordando siempre que las
fórmulas que proponemos a lápiz son en general hipótesis aproximadas de lo que
ocurre en la naturaleza empleando la ley de la conservación de la carga.
El truco para intentar predecir la fórmula empírica de una
molécula es que hay que asegurar una NO ionización, eso implica que la molécula
teórica debe ser estable electrónicamente. ¿y cómo se hace eso? Por lo general
los elementos al formar moléculas adquieren cargas concretas, positivas o
negativas. Los valores numéricos de dichas cargas se encuentran consignados en
las tablas periódicas bajo la etiqueta de los estados de oxidación.
Por lo general cuando tratamos con una familia de sustancias
uno o más de los miembros posee un estado de oxidación fijo, por ejemplo, para
los hidruros el estado de oxidación del hidrógeno será -1, el cual se
representa momentáneamente como un superíndice a lápiz sobre el símbolo del
elemento. Mientras que el elemento central de la sustancia puede poseer uno o
más estados de oxidación posibles. Dado que un elemento puede tener más de un
estado de oxidación, repasaremos primero ese detalle. En la tabla periódica por
lo general no se presentan todos los estados de oxidación de uso común, lo cual
puede interpretarse como hacer trampa. De hecho, es muy común que así suceda
con el hidrógeno.
∎Estados de
oxidación del hidrógeno. En la tabla periódica aparece como 1 generalmente, sin
embargo debería estar consignado como
∎Los metales como
el calcio solo tienen estados de oxidación positivos, en este caso 2, pero
nuevamente debe interpretarse como: Ca+2; Ca0. Nuevamente
debe asumirse la existencia implícita del estado de oxidación cero.
∎Los no metales
tienen varios de estados de oxidación, el cloro por ejemplo aparece en las
tablas periódicas de mano como ±1, 3, 5, 7, es importante tener
en cuenta que el designador de carga ± solo afecta al número
inmediatamente a su derecha, por lo que los estados del cloro se leen como Cl-1;
Cl0; Cl+1; Cl+3; Cl+4; Cl+5;
Cl+7.
Los compuestos binarios son aquellos formados por dos átomos
de elementos diferentes que al unirse adquieren cargas virtuales, no se los
denominan iones como tal hasta que se separan de nuevo y dichas cargas se hacen
reales al intercambiar electrones. También se pueden formar entre iones
complejos, siendo un ion complejo un grupo de átomos con una carga constante
que funciona como si fuera un estado de oxidación al unirse en una molécula.
Por ejemplo, el ion complejo hidroxilo o grupo hidroxilo posee una carga real
de -1, por lo que al unirse en moléculas ese -1 funciona semejante a un estado
de oxidación.
Dicho esto, a la hora de formular compuestos binarios para
generar una fórmula teórico-empírica “una predicción de cómo debería ser la
fórmula empírica o fórmula más simple” se debe aplicar la regla de aspa. Dicha
regla permite obtener rápidamente una formula empírica. La regla de aspa es muy
empleada en los libros de texto, especialmente los más modernos ya que facilita
la introducción de varios conceptos de forma rápida (Chang & Overby, 2011;
Ebbing & Gammon, 2008; Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2010),
aunque también es trabajada por libros más antiguos (Matamála, & Gonzalez, 1976).
Emplearemos un ejemplo concreto para ilustrar los pasos de la regla de aspa:
Emplee la regla de aspa para la hipotética la fórmula empírica de la molécula binaria formada por el oxígeno en estado de oxidación 2 y el hierro en estado de oxidación 3. Los pasos a seguir son: (1) escriba los datos que el ejercicio entrega, (2) cruce los valores, pero como subíndice, (3) si ambos tienen un divisor común simplifique, (4) escriba la fórmula de respuesta.
En el caso anterior como los dos subíndices no poseen un divisor común no ejecutamos el paso (3). Segundo ejemplo, emplee la regla de aspa para la hipotética la fórmula empírica de la molécula binaria formada por el oxígeno en estado de oxidación 2 y el carbono de estado de oxidación 4.
En el caso anterior los valores 2 y 4 ambos son divisibles
entre 2. Hay que destacar que a la hora de expresar la respuesta final hay que
quitar todos los 1 ya que este valor no se escribe, pues seguimos las mismas
reglas del álgebra.
Un grupo es una asociación de átomos que se comporta como una unidad, y es susceptible de ser ejecutado bajo la regla de aspa. Por ejemplo. Formular el hidróxido formado entre el calcio de estado de oxidación 2 y el grupo hidroxilo “nota, el grupo hidroxilo posee una carga real de -1”. En la regla de aspa no nos importa la carga sino el valor, así que tomamos la carga del grupo hidroxilo del siguiente modo. (1) Escribir los datos que nos dan, las cargas de los grupos se escriben como valores sin signos, además es mejor encerrar los grupos entre paréntesis, (2-3) proceder como se hace normalmente en la regla de aspa, (4) si el subíndice del paréntesis/grupo es 1 se borra el paréntesis y el 1 en la respuesta final, aunque no es obligatorio se ve mejor, (5) escriba la respuesta.
Dado que muchas moléculas inorgánicas son dipolos, la regla de aspa es bastante útil, aunque claro, el secreto está en conocer las cargas de los grupos iónicos, lo cual para los estudiantes nuevos no es el caso. Es por esto que es necesario conocer el comportamiento de los átomos individuales en cada una de las familias principales de sustancias.
En teoría atómica modelamos el número de átomos en una
molécula como el producto subíndice a número de moléculas.
Cuando formulamos moléculas normalmente tenemos disponible la información del número de carga (z) en lugar del número de partículas, por lo que deberemos usar la ley de la conservación de la carga. En este caso iniciaremos con que la carga de las moléculas neutras es cero.
A su vez, la carga de una molécula neutra es la suma
ponderada de las cargas de todos los átomos presentes.
Pero también puede ser igual a la suma de cargas ponderadas
de polos positivos y negativos.
Hay que tener en cuenta que no se trata de una suma simple,
pues hay que tener en cuenta la cantidad de átomos por molécula o subíndice (si) de cada carga (z) y también el signo de la carga, tenga en cuenta que la magnitud
(z) algebraicamente es positiva, pero
al reemplazarse se arà positiva o negativa dependiendo del caso. Los pasos para
resolver una suma de cargas es la siguiente:
(1) Determinar el signo de carga (-) o (+) dependiendo de la
electronegatividad o del comportamiento de cada familia de sustancias. Por
norma el más electronegativo es el único que es negativo, pero no siempre,
sobre todo en sustancias formadas por dos grupos diferentes como en el ejemplo
del sulfato de amonio que vimos anteriormente.
(2) Determinar el valor del estado de oxidación de los
átomos: esta información la dan los ejercicios iniciales, pero a medida que
vamos conociendo el comportamiento de los átomos en cada familia de sustancias
debe irse memorizando.
(3) escribir los estados de oxidación con las cargas.
(4) Establecer la suma ponderada.
(5) Resolver la suma 0 en caso de que sean moléculas, o igualar a la carga del ion en caso de ser un ion complejo.
Es normal que en un compuesto no conozcamos el estado de
oxidación de uno de los miembros de la molécula, por lo que se puede usar la
suma cero para inferir cual el valor del estado de oxidación. Los pasos para
resolver eso son los siguientes.
1- determinar el valor del estado de oxidación de los
elementos conocidos: eso lo da el ejercicio o se aprende de acuerdo al
comportamiento de los átomos en cada familia de sustancias. Hay que adjudicar
un símbolo al valor desconocido.
2- determinar la carga (+) o (-) empleando la
electronegatividad.
3- Escribir los estados de oxidación con las cargas.
4- escribir la suma ponderada con la incógnita.
5- Despejar la incógnita.
6- Escribir la respuesta.
Reconocer el valor de un estado de oxidación desconocido es vital cuando queremos nombrar sustancias, especialmente por la nomenclatura tradicional que aún sigue siendo la más común.
Con el tiempo usted desarrollará la habilidad de hacer el
procedimiento mentalmente, lo que importa es que del valor correctamente.
Las fórmulas estructurales son el método de visualización de
las moléculas orgánicas, pero también son empleadas en química inorgánica. De
hecho, se siguen relativamente las mismas reglas, estas pueden ser
bidimensionales o emplear la notación de cuñas para determinar la configuración
tridimensional mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de
Valencia de un átomo central. Sin embargo, no nos meteremos con ninguna de
esas complicaciones por el momento, sin embargo, si indicaremos la diferencia
entre enlaces iónicos y los enlaces covalentes.
Los compuestos puramente iónicos como los óxidos metálicos y
los hidróxidos no tienen fórmulas estructurales, a lo sumo se los representa iónicamente
empleando una notación de corchetes:
4
Para compuestos puramente covalentes o moleculares empleamos la notación
de fórmula de líneas. Por lo general la cantidad de líneas/enlaces que se
proyectan desde un elemento dado será igual al valor absoluto del número de
oxidación del elemento en la fórmula molecular. Así por ejemplo en la fórmula H2SO4
cada hidrógeno proyecta un enlace único, cada azufre proyecta 6 enlaces y cada oxígeno 2 enlaces,
y cada átomo puede estar unido por más de un enlace. En estos casos debe tener
en cuenta que la unión por cargas generalmente indica que se une
negativo-positivo-negativo.
5
Fórmula estructural para el ácido sulfúrico H2SO4.
Esta diferencia que puede parecer tonta refiere a entidades
físicas, los enlaces covalentes forman entidades físicas en medio de los dos
núcleos, mientras que en el enlace iónico lo que atrae es un campo magnético no
una entidad con masa en medio de los dos átomos.
Para el caso de
sustancias covalente-iónicas, en las que una parte de la molécula posee un
componente iónico y otra un componente covalente se emplea el corchete en la
fórmula molecular. Los grupos que expresan una carga iónica general se
encierran entre corchetes:
6
Fórmula
estructural para el sulfato de berilio BeSO4.
Al interior del grupo sulfato se observan enlaces
segmentados que indican una estructura de resonancia propia de los iones
complejos, esto se debe a que los electrones sobrantes o faltantes crean un
desequilibrio que resuena en todos los átomos del complejo y que a su vez hace
que el complejo como un todo sea más estable y manifieste una carga eléctrica
común homogénea. Muchos óxidos que deberían poder representarse por barras de
enlaces covalentes en realidad son estructuras resonantes como el caso del
óxido nítrico así que hay que tener cuidado en cuanto a la extensión de
nuestras hipótesis de lápiz y papel.
Las estructuras químicas están más relacionadas con la
historia de la química orgánica que de la inorgánica. Entre 1585 y 1861, Agust
Kekulé, Archibald Scott Couper y Alexander M Butlerov (Lewis, 2010; Rocke,
1981), trabajando independientemente, propusieron las bases para una de las
teorías más importantes de la química. La TEORIA ESTRUCTURAL. Esta teoría nos
indica que los átomos al interior de una molécuola al ser entidades físicas con
masa deben ocupar un lugar en el espacio, y al enlazarse con otros átomos deben
tener patrones de enlace estrictos. Lo átomos pueden formar un número de
enlaces fijo, en especial en la química orgánica, aunque en la inorgánica
también se cumple, solo hay que estar pendiente de las estructuras resonantes
que son un dolor de cabeza. Por lo general los estados de oxidación nos ayudan
a saber cuántos enlaces puede formar un átomo. Un átomo formará un numero de
enlaces igual al valor del estado de oxidación en que se encuentra en la
molécula. Como se puede ver en el modelo anterior en el sulfato de berilio, el
azufre está en estado de oxidación +6, el valor es por lo tanto 6 y forma 6
enlaces. El oxígeno se encuentra en estado de oxidación -2, el valor sin el signo
es 2 y por lo tanto forma 2 enlaces.
7
Posibles estructuras moleculares resonantes del monóxido
de carbono CO.Sin embargo, como se mencionó anteriormente esto no siempre es el caso, el monóxido de carbono por ejemplo es resonante, dado que el carbono se encuentra en estado de oxidación +2 y el oxígeno en estado de oxidación -2 se esperaría una estructura de doble enlace. Sin embargo, eso no se cumple, o mejor dicho se cumple a medios, la investigación sobre la estructura del monóxido de carbono ha mostrado que es un resonante que puede oscilar entre un enlace simple, un enlace doble y un más estable enlace triple con generación de dipolos.
Figura 17. Hasta cierto punto la nomenclatura química es
teórica y por ende predictiva, aunque alguna sustancia no exista, se sabe que
es posible obtenerla bajo las condiciones adecuadas. Esto implica que mucho de
lo que se puede nombrar y formular es una entidad que o no existe, o su
existencia es efímera en el tiempo.
Esta tramilla solo parece afectar a los compuestos binarios
ya que cuando se forma el ácido respectivo, es como si el monóxido de carbono
adquiere mágicamente la estructura y luego reaccionara. Debido a que
emplearemos la teoría estructural para predecir estructuras durante una
reacción omitiremos la realidad de la resonancia y realizaremos la formula tal
cual como se esperaría de los estados de oxidación, sabemos que no es así, pero
hagamos de cuenta.
Recordemos entonces que una formula estructural es un medio
que nos permite representar “aproximada e hipotéticamente” como se enlazan los
átomos en una molécula y si estos se enlazan mediante enlaces simples, dobles o
triples, aunque en ocasiones la realidad no se ajuste a nuestras expectativas.
Hay que destacar que para la química orgánica funciona mucho mejor y de allí
que se aplique más en ese campo, pero en la inorgánica también se aplica.
No hay comentarios:
Publicar un comentario