Química Inorgánica
Propiedades Generales
1. Geometría Molecular. Solo Moléculas Covalentes
La geometría molecular es la organización tridimensional de los átomos en las moléculas.
Muchas propiedades físicas y químicas se ven afectadas por la geometría molecular.
Las longitudes y ángulos de enlace se deben determinar experimentalmente.
Un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría de una molécula se conoce como VSEPR.
La idea es que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí para alcanzar una geometría de energía mínima.
Se debe realizar el recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL)
1.1 Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres
Estas moléculas tienen la fórmula general ABx, donde x es un entero 2,3…(Si x=1 la molécula diatómica AB es lineal por definición). En la gran mayoría de los casos x oscila entre 2 y 6.
1.2 Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres
La determinación de la geometría de una molécula es más complicada si el átomo central tiene tanto pares enlazantes como pares libres.
En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión:
- Entre pares enlazantes
- Entre pares libres
- Entre pares enlazantes y pares libres
Las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente orden:
Repulsión par libre vs. par libre > Repulsión par libre vs. par enlazante > Repulsión par enlazante vs. par enlazante
1.3 Guía para la Aplicación del Modelo de RPECV
Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares de electrones que rodean al átomo central.
Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean al átomo central (pares enlazantes y pares libres).
Se usan las tablas anteriores para predecir la geometría molecular. (Lineal, triangular, tetraédrica, bipirámide trigonal, octaédrica)
En la predicción de ángulos de enlace, obsérvese que un par libre repele a otro libre o a un enlazante más fuertemente de lo que lo hace un par enlazante.
2. Momentos Dipolares
En algunos enlaces la carga no se distribuye simétricamente, por ejemplo si tenemos una molécula de HF esta es polar porque el par de electrones que comparten está más cerca del F que del H ya que F es más electronegativo.
Donde Q es la carga y r la distancia
El momento dipolar generalmente se expresa en debyes (D).
1D=3.33×10^-30 Cm
Cualquier molécula diatómica heteronuclear será polar mientras que las mononucleares serán apolares
2.1 Moléculas con más de dos átomos
El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de la polaridad del enlace como de la geometría molecular.
La presencia de un enlace polar no implica necesariamente que la molécula tenga momento dipolo, pues es posible que los momentos dipolares de los enlaces se anulen unos con otros.
Ejemplo: Comparemos el momento dipolar de los compuestos NH3 y NF3, inicialmente es posible pensar que, al ser la diferencia de electronegatividad entre el N y el F mayor que entre el N y el H, la molécula de NF3 tendrá un mayor momento dipolar. Sin embargo, no es así. Recordemos que el vector del momento dipolar tiene su sentido desde el átomo más electropositivo al más electronegativo.
Como vemos en este ejemplo, para saber qué molécula es más polar hemos de dibujar los vectores de los momentos dipolares de cada uno de los enlaces y averiguar así cuál es el resultante.
3. Propiedades Generales de los Elementos No Metálicos
Todos presentan numerosos electrones en la capa más externa, este hecho hace que tengan altos potenciales de ionización, elevada afinidad electrónica y elevada electronegatividad.
En general, los no metales no conducen el calor ni la electricidad, no son sólidos dúctiles ni maleables (son frágiles y quebradizos) y muchos de ellos son gases a temperatura ambiente. Los gases nobles se consideran un grupo especial de no metales.
Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales, no tienen brillo metálico y no reflejan la luz.
Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, O2, F2 y Cl2), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre.
Tienen una electronegatividad de mediana a alta. Sus moléculas son generalmente diatómicas y covalentes. Forman compuestos iónicos con los metales y covalentes con los no metales.
Al ionizarse forman aniones (se reducen, por lo que son oxidantes) porque incorporan electrones a su capa de valencia para adquirir la configuración electrónica del gas noble que les sigue en la tabla.
4. Propiedades Generales de los Óxidos y de los Haluros a lo largo del Sistema Periódico
4.1 Los Óxidos
El oxígeno se combina de forma binaria con casi todos los elementos de la tabla periódica excepto Oro, Platino, los gases nobles más ligeros y el wolframio.
En estos compuestos llamados óxidos el oxígeno se encuentra en estado de oxidación -2 (O-2) y la formación de óxidos es un proceso endotérmico.
La naturaleza del enlace en los óxidos dependerá del elemento con el que se combine el oxígeno.
4.1.1 Óxidos Iónicos, Moleculares y Poliméricos
Los óxidos de los elementos del lado izquierdo de la tabla periódica, como los de los metales alcalinos y de los metales alcalinotérreos, en general son sólidos iónicos que tienen altos puntos de fusión. Los óxidos de los metaloides y de los elementos metálicos por el centro de la tabla periódica también son sólidos, pero tienen mucho menos carácter iónico. Los óxidos de los no metales son compuestos covalentes que por lo general existen como líquidos o gases a temperatura ambiente.
4.1.2 Óxidos, Peróxidos y Superóxidos
El oxígeno forma tres tipos de óxidos: el óxido normal, que contiene el ión O-2, el peróxido con el ión O2-2 y el superóxido, con el ión O2-1.
Todos estos iones son bases fuertes de Bronsted y reaccionan con el agua como sigue:
Los peróxidos suelen formarse con los elementos menos polarizantes. Son muy comunes los peróxidos de alcalinotérreos (Na2O2…). Un ejemplo de superóxido puede ser KO2.
Los metales de transición no forman ni peróxidos ni superóxidos.
4.1.3 Carácter Ácido/Base de los Óxidos
El carácter ácido base puede verse como una propiedad periódica.
Podríamos clasificar los óxidos en ácidos, básicos y anfóteros.
Óxidos básicos
Los óxidos iónicos cuando les añadimos agua van a dar lugar a una disolución básica
Algunos óxidos metálicos como el Li2O reaccionan con el agua obteniéndose hidróxidos metálicos.
Li2O(s) + H2O (l) → 2Li+(aq) + 2OH–(aq)
Estos óxidos metálicos se llaman óxidos básicos o anhídridos básicos. Anhídrido significa “sin agua”. Una base “sin agua” se transforma en base cuando se añade agua. Por tanto, al reaccionar con el agua el anhídrido u óxido básico Li2O se transforma en la base LiOH y el BaO se transforma en Ba(OH)2 . Los óxidos de los elementos del grupo 1 reaccionan con agua enérgicamente.
Óxidos ácidos
Los óxidos covalentes, al añadirles agua, dan lugar a disoluciones ácidas
Algunos óxidos no metálicos como el SO2 reaccionan con agua dando lugar a disoluciones ácidas. Estos óxidos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhídridos ácidos. El SO2 (g) por ejemplo, reacciona con agua produciéndose H2SO3. El carácter ácido será mayor cuanto mayor sea el estado de oxidación que tenga el elemento en cuestión.
SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3 (aq)
Óxidos anfóteros
Se califica como anfótero aquel óxido cuya acidez o basicidad dependen de si estamos en una disolución ácida o básica: pueden por tanto comportarse tanto como ácidos o como bases. Ejemplos de ellos son los óxidos de Al, Zn o Sn.
Presentan un enlace mayoritariamente covalente, pero con un % de ionicidad.
El carácter ácido de los óxidos aumenta en la tabla periódica de izquierda a derecha, El carácter básico de los óxidos aumenta a medida que se desciende en un grupo particular.
En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar
diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-base de sus óxidos pueden
variar considerablemente: 
Si hacemos reaccionar un óxido básico con otro ácido se produce una sal (reacción ácido base)
CaO + SiO2 → CaSiO3
Cuantos más átomos de oxígeno no protonados, más acido
(OH)Cl | (OH)ClO | (OH)ClO2 | (OH)ClO3 |
HClO | HClO2 | HClO3 | HClO4 |
-Ácido + Ácido |
TEORÍA DE LUX-FLOOD: “Se describe a un ácido como un aceptor de iónes óxido y a una base como un donante de iones óxido”
4.1.4. SÍNTESIS DE ÓXIDOS
A) Síntesis directa
El método más general de síntesis de óxidos es la reacción directa de los elementos:
2 M + O2 → 2 MO
Este método es especialmente adecuado cuando se desea el óxido en el estado de oxidación más alto. Presenta el inconveniente de poder obtener más de una especie.
Pero se pueden obtener óxidos en diferentes estados de oxidación dependiendo de las condiciones, por ejemplo P4O6 o P4O10, FeO o Fe2O3 etc..
En el caso de los alcalinos se pueden formar peróxidos Na2O2 y superóxidos KO2.
B) Descomposición térmica de oxosales
Por ejemplo los carbonatos metálicos:
MCO3 → MO + CO2
CaCO3 → CaO + CO2
La descomposición de los carbonatos se hace más favorable al aumentar el poder
Polarizante (relación carga/radio) del catión. Así, mientras los carbonatos alcalinos
funden sin descomposición, los carbonatos de metales di o tripositivos descomponen
fácilmente.
C) Tostación de calcogenuros
El método consiste en calentar un calcogenuros (sulfuro o arseniuro) metálico al aire.
La reacción puede ocurrir con cambio en el estado de oxidación del metal.
2 FeS2 + 7/2O2 → Fe2O3 + 4 SO2
4.2 LOS HALUROS
Un halogenuro o haluro, es un compuesto binarioen el cual una parte es un átomo de halógeno y la otra es un elementoelectronegativo que el halógeno. Según el átomo halógeno que forma el haluro éste puede ser un fluoruro, cloruro, bromuro o yoduro. Sus características químicas y físicas se suelen parecer para el cloruro hasta el yoduro
Los halógenos son muy reactivos, reaccionan con TODOS los elementos salvo con el He, el Ne y el Ar.
4.2.1 TIPOS DE HALUROS
Existen dos tipos fundamentales de Haluros: los iónicos o salinos y los moleculares o covalentes, aunque tenemos una serie de haluros intermedios
Haluros covalentes o moleculares
Se forman con los elementos no metálicos y de los metales en alto estado de oxidación (elevado poder polarizante del catión).
Si la combinación ocurre con elementos no metálicos el haluro presentará características estrictamente covalentes como en tetracloruro de carbono, CCl4, por ejemplo. Estas sustancias son gases, líquidos o sólidos volátiles cuyas moléculas permanecen unidas por fuerzas de van der Waals. Tienen estructura de moléculas discretas.
Tienen bajos puntos de fusión y ebullición y sí reaccionan con el agua (hidrólisis)
Haluros iónicos
Son aquellos formados por la combinación de cualquiera de los elementos de los grupos 1 y 2, excepto el Be y un halógeno
Los haluros iónicos son sales cuyas propiedades físico-químicas son como las de cualquier compuesto iónico, forman redes cristalinas muy estables. Al disolverse en agua no afecta el pH por lo que sus soluciones son neutras. Tienen puntos de fusión y ebullición altos, una red tridimensional iónica. Son solubles en disolventes polares y no reaccionan con el agua. La solubilidad aumenta en la medida que crece el tamaño del átomo de halógeno.
A medida que aumenta la razón carga/radio, aumenta la covalencia (elementos más pequeños de los grupos). Si se trata de metales con múltiples estados de oxidación, los haluros serán más iónicos mientras menor sea el estado de oxidación del metal y por ende, más covalentes cuando el estado de oxidación sea alto. Por ejemplo, el PbCl2 es un sólido iónico mientras que el PbCl4 es covalente.
4.2.2 FLUORUROS
En función de la naturaleza del enlace entre el flúor y el elemento correspondiente, los fluoruros se pueden clasificar de la siguiente forma:
Los fluoruros iónicos presentan estructura cristalina tridimensional con elevados puntos de fusión y ebullición, son solubles en disolventes polares y conductores en estado líquido y disueltos en agua pero nunca en estado sólido
Los covalentes presentan estructuras moleculares discretas. Tienen bajos puntos de fusión y ebullición, no son solubles en disolventes polares (sí en apolares) y no conducen la corriente eléctrica en ningún estado
En el caso del Be, a pesar de ser del grupo 2, tiene gran carácter polarizante lo que confiere a sus compuestos cierto carácter covalente
El flúor estabiliza los estados de oxidación más elevados de los compuestos con los que se combina. Por ejemplo se conoce AgF2 en el que la plata tiene valencia +2
4.2.3 CLORUROS, BROMUROS Y YODUROS
Dado que el Cl, Br y I tienen electronegatividades más bajas que el Flúor, es de esperar el siguiente comportamiento general:
-Disminuye el carácter iónico en la secuencia Cl>Br>I
-Se produce el aumento progresivo de la dificultad por formar haluros que estabilicen E.O máximos en la misma secuencia Cl>Br>I
4.2.4. VARIACIONES DEL CARÁCTER IÓNICO/COVALENTE A LO LARGO DE UN PERIODO Y DE UN GRUPO
A lo largo de un periodo
A lo largo de un grupo
Para un mismo elemento, la variación en el estado de oxidación influye, ya que un catión más polarizante (mayor relación q/r) conduce a un enlace más covalente.
Haluros de un mismo elemento. Haluros de Aluminio
El flúor, poco polarizable, tiende a estabilizar estructuras en general iónicas con un mayor o menor grado de covalencia debido justamente a su elevanda electronegatividad. Mientras que el yodo, muy polarizable, estabiliza estructuras moleculares.
El AlCl3 es un compuesto polimérico iónico mientras que el AlBr3 y el AlI3 son los dos moleculares, sin embargo en el AlI3 la interacción es más fuerte y es mayor el punto de fusión (¿Por qué?)
4.2.5 SÍNTESIS DE HALUROS
A) SÍNTESIS DIRECTA. Transcurre de modo espontáneo para la mayor parte de las especies ya que se trata de elementos metálicos elecropositivos. La reactividad disminuye de Flúor a Yodo.
Las reacciones de los halógenos con los alcalinos son violentas y explosivas, se libera mucha energía por lo que los productos son estables
B) REACCIÓN DE ÓXIDOS O HIDRÓXIDOS METÁLICOS CON HALUROS DE HIDRÓGENO
C) REACCIÓN DEL METAL CON HIDRÁCIDOS
D) REACCIÓN DE ÓXIDOS CON HALUROS COVALENTES
E) REACCIÓN DE INTERCAMBIO DE HALÓGENO
4.2.6 REACCIONES DE HIDRÓLISIS
Los haluros iónicos se disocian en agua pero no reaccionan con la misma, los covalentes se disocian y además reaccionan con ella, se produce en este caso la hidrólisis. Dan el oxácido del elemento más electropositivo y el hidrácido del más electronegativo (no lo entiendo)
Los poliméricos al tener un % de covalencia, pueden hidrolizarse
Ejemplo. CCl4+ H2O → No hay reacción
SiCl4 + H2O → Si(OH)4+ HCl ; Si(OH)4→ SiO2 + H2O
¿Por qué el CCl4 no reacciona con agua y el SiCl4 si lo hace?
En el CCl4 el carbono tiene completado su octeto por lo que para poder reaccionar primero han de romperse los enlaces, lo que requiere energía. En el SiCl4 ocurre lo mismo, pero en este caso el Si, al estar en el 3er periodo posee orbitales 3d vacios que permiten que la reacción comience sin necesidad de romper esos enlaces