PERÍODO II

CONTENIDO

 

• Enlace químico: iónico y covalente 

• Lenguaje de la química (Nomenclatura inorgánica): 

            -  Valencia y número de oxidación 

            -  Cálculo del número de oxidación en compuestos 

            -  Funciones químicas inorgánicas y grupos funcionales 

                   o  Óxidos 

                   o   Hidróxidos

Enlaces Químicos

ENLACES QUÍMICOS  DOCUMENTAL COMPLETO

Ejemplos de la Ley del Octeto:

     

ENLACE IÓNICO        

       

    Ejemplo del enlace Iónico del ClNa (sal de cocina) mostrando todos sus niveles de energía y electrones.

ENLACE COVALENTE

ELECTRONEGATIVIDAD

Energía de Ionización (EI).

También llamado potencial de  ionización. “Es la energía necesaria para extraer un e^– de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión”. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI, 2ª EI,... según se trate del primer, segundo, ... e^– extraído. 

La EI aumenta hacia arriba en los grupos al haber una mayor atracción por una “Z^*” parecida y una menor distancia de los electrones externos al núcleo; también aumenta hacia la derecha en los periodos por una mayor “Z^*” y un menor radio. La EI de los gases nobles al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos es muy grande, pues se debe extraer un e^– a átomos con configuración electrónica muy estable.                                                   

Afinidad Electrónica (AE)

“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e^– y forma un anión”. Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la energía de ionización, hablamos de 1ª, 2ª,… AE.

Es más negativa en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del sistema periódico y en un mismo grupo hacia arriba) y suele ser positiva en gases nobles y metales alcalinotérreos.

La 2ª y posteriores AE también suelen ser positivas, pues se trata de introducir un e^– a un anión, lo que lógicamente está impedido por repulsión electrostática.

 

Escala de Pauling

fin

   LENGUAJE DE LA QUÍMICA (NOMENCLATURA INORGÁNICA):

Valencia es la capacidad que tiene un de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos.

En química, la valencia, también conocida como número de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico.

Recuerde que los electrones que participan en la formación de enlaces químicos son los electrones correspondientes al último nivel del átomo en los elementos representativos. Por lo anterior, estos electrones se conocen como electrones de valencia.

En el caso del amoníaco (NH₃), el N tiene valencia 3, ya que este elemento posee tres electrones libres en su capa de valencia para formar tres enlaces. La valencia del hidrógeno es 1 ya que posee únicamente un electrón para formar un enlace.

Los enlaces formados en el amoníaco se puede representar por medio de líneas como se observa a continuación:

Números o estados de oxidación

Es estado de oxidación es la carga eléctrica que un átomo parece tener cuando forma parte de un compuesto.

La carga eléctrica depende de la cantidad de electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo.

Como ya se dijo anteriormente, si un elemento pierde electrones se oxida, y si el elemento gana electrones, se reduce. Para comprender más fácilmente lo anterior, analicemos como ejemplo la formación de bromuro de potasio (KBr) a partir de sus iones. En el caso del bromo, éste se reduce ya que gana 1 electrón que proviene del potasio que se oxida:

Entonces, el potasio tiene un número de oxidación positivo de +1, y el bromo un número de oxidación negativo de -1.

Relación entre valencia y el número de oxidación

En la mayoría de los casos, el valor numérico del estado de oxidación coincide con el valor de la valencia. Por ejemplo, el magnesio tiene un número de oxidación de +2 y su valencia también es de 2. Lo anterior se debe a que la carga de +2 la adquiere en el momento en que pierde dos electrones. En general, un número de oxidación positivo para cualquier elemento es igual al número del grupo del elemento en la tabla periódica.

El número de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener restando de 8 el número del grupo y dándole a la diferencia un signo negativo. Por esto el cloro es -1 y el fósforo tiene número de oxidación de -3 que significa que el fósforo tiene una tendencia de ganar tres electrones y el cloro 1 electrón.

La valencia de un elemento no tiene signo; el estado de oxidación sí.

Reglas para determinar los números de oxidación

1. Todo elemento en su estado libre (natural o no combinado) tiene como número de oxidación cero: Fe, Sn, Zn, Na, Ca. Tome en cuenta que hay varias moléculas que en su estado libre existen como moléculas diatómicas, ejemplo: F₂, Cl₂, Br₂, I₂, H₂, N₂, O₂.

2. En los iones monoatómicos el número de oxidación es la carga del ion:

ION	número de oxidación
Na+	+1
Ca+2	+2
Al+3	+3
Fe+3	+3
F-1	-1
Br-1	-1
I-	-1

3.  En la mayoría de los compuestos, el oxígeno tiene un número de oxidación de -2: Esto es en el caso de los compuestos covalentes. Una excepción importante son los peróxidos donde su estado de oxidación es -1; ejemplo H₂O₂, Li₂O₂, etc.  

Compuesto	número de oxidación del oxígeno
Na2O	-2
CaO	-2
Al2O3	-2
Cl2O7	-2

4.  El compuestos covalentes con no metales se asigna al hidrógeno un número de oxidación de +1:

Compuesto	número de oxidación del hidrógeno
HCl	+1
H2S	+1
NH3	+1

5.  La suma algebráica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula de un compuesto es cero. Ejemplo, el ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4),  sulfato de sodio (Na2SO4)

6.  En los iones complejos, la suma algebráica de los números de oxidación de todos sus átomos es igual a la carga del ion.

                                                                     

1) Defina Afinidad electrónica y Potencial de ionización.

2) Represente por medio de gráficas la Afinidad electrónica y Potencial de ionización, obsérvelas y encuentre sus diferencias.

3) Defina la Ley del Octeto y empleando la estructura de Lewis explique la formación de los siguientes compuestos iónicos:

 

    K₂S, Cs₂O, MgBr_2, NaCl _y CaI_2. 

4) Empleando la estructura de Lewis explique la formación de los siguientes compuestos covalentes: las moléculas de oxígeno, cloro y       dióxido de carbono (bióxido de carbono).

III-P

1. Defina los siguientes conceptos y dar un ejemplo:

·      Enlace Químico

·      Regla del Octeto

·      Estructura de Lewis

·      Electronegatividad

·      Escala de Pauling

2. a) Dibuje la Tabla Periódica de los Elementos Químicos con los valores de las Electronegatividades.
    b) Según la Escala de Pauling, demuestre el tipo de enlace (Iónico o Covalente) que existe en los siguientes enlaces:

·        Oxígeno y Calcio.

·        Hidrógeno y Carbono.

·        Sodio y Cloro.

·        Magnesio y Cloro.

·        Francio y Flúor.

·        Hierro y Hierro.

     

     Lenguaje de la Química (Nomenclatura Inorgánica):


3. Defina los siguientes conceptos y dar ejemplos:

·        Valencia.

·        Números o estados de oxidación.

·        Relación entre valencia y el número de oxidación.

·        Reglas para determinar los Números de Oxidación.

     4. Dibuje la Tabla Periódica de los Elementos Químicos con sus números de oxidación.