Unefm Tecnología Ciencias Ambientales Química Ambiental I

1. UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
FRANCISCO DE MIRANDA
ÁREA DE TECNOLOGÍA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
ASIGNATURA: QUÍMICA I
ENLACES QUÍMICOS Y
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS
INORGÁNICOS
Prof. Ing. Rosa Betancourt
Complejo Docente Los Perozo, Noviembre 2020

2. 2
Enlaces Químicos
Se denomina enlace químico a las fuerzas de atracción que mantienen unidos
a los átomos en los compuestos. Los elementos se combinan entre sí formando
compuestos cuyas propiedades son muy diferentes de las correspondientes a los
elementos sin combinar. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace,
éste se realiza mediante los electrones del nivel exterior o última capa, que
reciben el nombre de electrones de valencia. Para identificar a los electrones de
valencia se emplea un tipo especial de notación, los Símbolos de Lewis. Para
formar el símbolo de Lewis de un elemento, se escribe su símbolo atómico
rodeado de tantos puntos como electrones de valencia tenga el átomo. Así, los
electrones del período IIIA los indica Lewis con las notaciones siguientes:
Na Mg Al Si P S Cl Ar
1 2 3 4 5 6 7 8
Los Símbolos de Lewis son útiles para explicar los enlaces entre los átomos. Las
fórmulas que se representan con esos símbolos se llaman “estructuras de
Lewis”. Los enlaces químicos se dividen en: enlaces iónicos y enlaces
covalentes.
Enlace Iónico: Se debe a interacciones electrostáticas entre los iones que
pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o
grupo de átomos a otro. El átomo que pierde electrones se convierte en un ión
positivo o catión, mientras que el que gana electrones queda cargado
negativamente y se le llama anión. El enlace iónico se produce con mayor facilidad
cuando los elementos con energía de ionización baja (metales) reaccionan con
elementos que tienen alta electronegatividad y mucha afinidad electrónica (no
metales). Se da cuando la diferencia de electronegatividad es superior a 1.7. Un
ejemplo de la formación de un compuesto iónico es la reacción entre átomos de Li
y F:
Li Z= 3 → 1 e- 1s2 2s1 F Z= 9 → 7 e- 1s2 2s2 2p5
Cuando reaccionan, el átomo de Li pierde el electrón de su subnivel 2s1
para
convertirse en Li+ y adquiere una configuración electrónica igual a la del gas noble
He.
Li (1s2 2s1) → Li+ (1s2) + e-
El electrón que perdió el Li lo recibe el átomo de F, el cual adquiere una
configuración electrónica igual a la del gas noble Ne.
F (1s2 2s2 2p5) + e- → F- (1s2 2s2 2p6)
Luego los iones Li+ y F- se atraen mutuamente debido a sus cargas contrarias,
esta atracción entre los iones es lo que constituye el enlace iónico. Se forma de
esta manera el LiF (Fluoruro de Litio). Mediante los símbolos de Lewis la reacción
se representa así:
Li + F → Li+
+ F-

3. 3
Otro ejemplo, es la reacción entre el Ca y el Cl donde cada átomo de Ca debe
perder 2 electrones para alcanzar la estructura de un gas noble, mientras que
cada átomo de Cl necesita adquirir sólo un electrón para obtener un octeto,
formándose CaCl2 (Cloruro de Calcio).
Ca + Cl → Ca+2
+ 2Cl-
Enlace Covalente: Se forma cuando dos átomos comparten uno o más
pares de electrones. Esto se da cuando la diferencia de electronegatividades es
inferior a 1.7. La fuerza de enlace proviene de la atracción entre estos electrones
compartidos y el núcleo positivo que entra en el enlace. El enlace covalente según
el nº de electrones que se comparte puede ser: sencillo (1 par), doble (2 pares) o
triple (3 pares).
Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro
átomo. Por ejemplo, en la reacción de 2 átomos de H para formar H2 se tiene que:
H Z=1 → 1s1 H + H → H H→ H–H Enlace covalente sencillo

Los electrones se comparten entre los 2 átomos de Hidrógeno y se forma un solo
enlace covalente; en este sentido, cada átomo de H adquiere la configuración del
He: 1s2.
Análogamente 2 átomos de O se combinan formando la molécula de O2.
O → 6 e- O + O → O O → O=O Enlace covalente doble
Se observa que aquí también los átomos tienen la tendencia a adquirir la
estructura electrónica de un gas noble. Otro ejemplo es la molécula de N2.
N → Z=7 → 1s2 2s2 2p3 → 5 e- N + N → N N → N=N Enlace covalente triple
Excepción: BeCl2 no se rige por la regla del octeto:
Cl + Be + Cl →Cl –Be- Cl
El átomo de Be tiene 4 e- en su nivel de valencia, por lo que se dice que el BeCl2
es deficiente en e- . Es más covalente que iónico.
Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Es el enlace en el que un par
de electrones de un átomo es compartido por dos átomos. Para simplificar la
fórmula electrónica se coloca una flecha que apunta desde el átomo que dona los
electrones hasta el átomo que los recibe. Ejemplo:

4. 4
NH4 (ión amonio)
Cuando se crea el enlace adicional entre el H+ y el átomo de N, ambos e- del
enlace provienen del N.
HNO3 (ácido nítrico)
H2SO4 (ácido sulfúrico)
Polaridad de los enlaces
a-. Enlace Covalente No Polar Los enlaces covalentes en todas las moléculas
diatómicas, de igual tipo de átomo, son de tipo no polar, pues el par de electrones
se comparte por igual, con la misma electronegatividad, lo que significa que los
electrones que comparten experimentan igual atracción a ambos núcleos del
átomo. Las moléculas de estos compuestos se conocen como moléculas no
polares. Ej.: H2, O2, N2, F2, Cl2.
b-. Enlace Covalente Polar Para las moléculas diatómicas de diferente tipo de
átomos, los 2 átomos tienen electronegatividades diferentes por lo que no atraen a
los electrones de igual manera, el de mayor electronegatividad atraerá con más
fuerza al par de electrones compartidos. Los enlaces covalentes en el cual el par
de electrones se comparte en forma desigual se conocen como enlaces
covalentes polares, y las moléculas de compuestos que la presentan son
moléculas polares.
Ej: HF →H F → H – F Electronegatividades diferentes F-
> H + H – F
El desplazamiento de la densidad electrónica hacia F hace que H sea ligeramente
positiva.
La separación de carga en el enlace covalente polar crea un dipolo eléctrico. Se
representa con una flecha con un signo + en un extremo.
Cuando están unidos tres o más átomos, es posible tener una molécula no polar
aún cuando existan enlaces polares. Ej: CO2
Los enlaces dipolares están orientados en direcciones opuestas y se anulan. En la
molécula de H2O, los 2 enlaces dipolares no se anulan, pues tiene forma angular
tal y como se muestra a continuación.
La cancelación de los momentos dipolares sólo se presenta en moléculas
simétricas, donde los momentos dipolares de enlaces individuales se orientan en
direcciones opuestas.

5. 5
Fuerzas intermoleculares o de enlace
Las fuerzas intermoleculares se refieren a las fuerzas entre partículas
individuales (átomos, iones y moléculas) de una sustancia. Estas fuerzas son
bastante débiles con relación a los enlaces internos (enlace iónico y covalente) y
son responsables del control de las propiedades físicas de los compuestos
moleculares. Los tipos principales de fuerzas que existen y sus efectos sobre los
puntos de ebullición se dan a continuación:
Fuerzas Dipolo – Dipolo
Son fuerzas de atracción intermolecular, que provienen de la atracción de los
extremos + y – de los momentos dipolares de las moléculas polares. Cuando 2
moléculas polares se acercan de manera que el extremo positivo de un dipolo está
dirigido hacia el extremo negativo del otro, se da una atracción electrostática entre
los dos dipolos; y cuando se acercan dos extremos positivos o dos negativos,
experimentan una repulsión moderada. Las fuerzas dipolo – dipolo son la causa
del control de algunas propiedades como los puntos de ebullición y de fusión de
sustancias polares, que tienden a ser más altos que los de las sustancias no
polares de pesos moleculares similares.
Puentes de Hidrógeno
No es un enlace verdadero, es un caso especial de interacción dipolo – dipolo muy
fuerte. Se forman entre las moléculas polares covalentes que contienen H y
compuestos de alta electronegatividad (F, O, N). Se deben a las atracciones
entre los momentos + de una molécula (átomos de H) y los momentos - de otra.
Aunque el puente de hidrógeno es una forma fuerte de atracción intermolecular, es
mucho más débil que un enlace covalente normal. A los puentes de hidrógeno se
deben los puntos anormalmente elevados de fusión y de ebullición de compuestos
como el agua, el alcohol etílico y el amoníaco en comparación con otros
compuestos de peso y geometría molecular similares.
Fuerzas de London o de Van Der Waals
Son atracciones muy débiles que ejercen sus efectos a distancias muy cortas. Son
el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas
no polares. Las Fuerzas de London se deben a la atracción del núcleo con carga
positiva de un átomo, hacia la nube electrónica de otro átomo de alguna molécula
cercana; ésta induce dipolos temporales en los átomo o moléculas. A medida que
aumenta el número de electrones y el tamaño de las moléculas, el núcleo los atrae
con menos fuerza, por lo que se polarizan con mayor facilidad ante núcleos
adyacentes. Estos dipolos se atraen uno a otro brevemente antes de desaparecer.

6. 6
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
La nomenclatura es el sistema que nos permite dar nombre a los compuestos
químicos, tanto orgánicos como inorgánicos. Para este estudio solo veremos
compuestos inorgánicos.
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se emplean las normas de
IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
TIPOS DE NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
 Nomenclatura Tradicional: este método consiste en el uso de sufijos y
prefijos para indicar el estado de oxidación o valencia. Para el número de
oxidación más bajo se usa el sufijo OSO y para el más alto y la única
valencia ICO. Cuando existan mas de 3 valencias se usan los prefijos HIPO
para la menor de todas las valencias y PER para la mayor de todas las
valencias.
 Nomenclatura stock: utiliza números romanos para indicar el estado de
oxidación. Se escribe primero el nombre genérico (óxido, hidróxido, etc)
seguido del nombre del elemento o ión que pertenece a la clase
mencionada y finalmente se escribe en paréntesis y con número romano el
estado de oxidación o valencia del elemento considerado. Nombre (Estado
de Oxidación).
 Nomenclatura IUPAC: Nombra los compuestos utilizando prefijos para
indicar el número de átomos que tiene la sustancia.
Mono
1
Di
2
Tri
3
Tetra
4
Penta
5
Hexa
6
Hepta
7
Octa
8
Nona
9
Deca
10
IONES MONOATÓMICOS Y POLIATÓMICOS
ANIONES
Ión Nombre Ión Nombre Ión Nombre
F-
fluoruro SeO3
2-
selenito SCN-
tiocianato
HF2
2-
hidrogenodifluoruro SeO4
2-
seleniato CNO-
cianato

7. 7
ClO4
-
perclorato CNS-
sulfocianuro CN2
2-
cianamida
ClO3
-
clorato NO3
-
nitrato C4H4O6
2-
tartrato
ClO2
-
clorito NO2
-
nitrito C2H3O2
-
acetato
ClO-
hipoclorito PHO3
2-
fosfonato (fosfito) O2-
oxido
Br-
bromuro C2O4
2-
oxalato O2
2-
peroxido
BrO3
-
bromato HC2O4-
bioxalato O2
-
hiperóxido
IO3
-
yodato C2
2-
acetiluro O3
-
ozónido
I-
yoduro HCO3
-
hodrogenocarbonato OH-
hidróxido
SO4
2-
sulfato CO3
2-
carbonato PH2O2
-
fosfinato(hipofosfito)
HSO4
-
hidrogenosulfato CH3COO-
acetato PO3-
metafosfato
HSO3
-
hidrogenosulfito SiO3
2-
silicato PO4
3-
fosfato (orto)
S2O5
2-
bisulfito SiO4
4-
silicato (orto) PO4
2-
hidrogenofosfato
SO5
2-
peroxomonosulfato HCrO4
-
hidrogenocromato P2O8
4-
peroxodifosfato
S2O8
2-
peroxodisulfato CrO4
2-
cromato PO5
3-
peroxometafosfato
HS-
hidrogenosulfuro Cr2O7
2-
dicromato PO3
3-
fosfito
S2
2-
disulfuro MnO4
-
permanganato P2O7
4-
difosfato
S2O3
2-
tiosulfato BO3
3-
borato P3-
fosfuro
S3O6
2-
tritionato B4O7
2-
tetraborato SO3
-2
sulfito
S2O6
2-
ditionato SiF6
2-
hexafluorosilicato
HSe-
hidrogenoselenuro CN-
cianuro
CATIONES
Ión Nombre Ión Nombre Ión Nombre
H+
hidrogeno SeO2
+
seleninilo Cd2+
cadmio (II)
H3O+
oxonio (hidronio) SeO2
2+
selenonilo Be2+
berilio (II)
CLO+
clorosilo CO2+
carbonilo Cs+
cesio
CLO2+
clorilo NO+
nitrosilo Rb+
rubidio
CLO3+
perclorilo NO2
+
nitrilo Na+
sodio
H3S+
sulfonio Hg2
2+
mercurio (I) Li+
litio
CO2+
carbonilo Hg2+
mercurio (II) PO3
+
fosforilo
NH4
+
amonio Cu+
cobre (I) NS+
tionitrosilo
PH4
+
fosfonio Cu2+
cobre (II) CS2+
tiocarconilo
SbH4
+
estibonio Zn2+
zinc (II) CSe2+
selenocarbonilo
Ba2+
bario (II) Mn2+
manganeso (II) CrO2
2+
cromilo
Sr2+
estroncio (II) Mn4+
manganeso (IV) UO2
2+
uranilo
Au+
oro (I) Pb2+
plomo (II)
Au3+
oro (III) Pb4+
plomo (IV)
K+
potasio Sn2+
estaño (II)
SO2
+
silfinilo (tionilo) Sn4+
estaño (IV)
SO2
2+
sulfonilo (sulfurilo) Pt2+
platino (II)
S2O5
2+
pirosulfurilo Pt4+
platino (IV)

8. 8
CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
Compuestos Binarios
Óxidos
Hidruro
Sales
Compuestos Ternarios
 Hidróxidos
 Ácidos Oxácidos
 Sales de los oxoácidos
 Sales Hidratadas
1.- Óxidos
1.1.- Óxidos Básicos: Son compuestos constituidos por un metal y oxígeno
(E.O: -2).
Metalx + O2 Óxido Básico (Metal2Ox)
x: Estado de oxidación o valencia del elemento metálico. Recuerde simplificar los
subíndices, si éstos son pares.
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock Iupac E.O
CoO Óxido cobaltoso Oxido de cobalto (II) Monóxido de cobalto 2
Co2O3 Óxido cobáltico Oxido de cobalto (III) Trióxido de dicobalto 3
LiO Óxido de litio Óxido de litio Monóxido de litio 1
CuO Oxido cúprico Oxido de cobre (II) Monóxido de cobre 2
PbO Oxido plumboso Oxido de plomo (II) Monóxido de diplomo 2
Básico
Ácidos o Anhídridos
Metálico
No Metálico
Sales Neutras (sales haloideas) (metal+ no metal)
Sales Volátiles (no metal + no metal)
Ácidos Hidrácidos
Hidruros Especiales

9. 9
1.2.- Óxidos Ácidos o Anhídridos: Son compuestos constituidos por un no
metal y oxígeno (E.O: -2).
No Metalx + O2 Óxido Básico (No Metal2Ox)
x: Estado de oxidación o valencia del elemento no metálico. Recuerde simplificar
los subíndices, si éstos son pares.
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock Iupac E.O
Cl2O Anhídrido
hipocloroso
Oxido de cloro (I) Monóxido de dicloro 1
Cl2O3 Anhídrido cloroso Oxido de cloro (III) Trióxido de dicloro 3
Cl2O5 Anhídrido clórico Óxido de cloro (V) Pentaóxido de
dicloro
5
Cl2O7 Anhídrido
perclórico
Oxido de cloro (VII) Heptaóxido de
dicloro
7
2.- Bases (Hidróxidos): Se caracterizan porque en solución acuosa producen
iones hidróxido o iones oxhidrilos (OH-
). Son compuestos constituidos por metales
y el ión OH-
.
Óxido básico + agua Hidróxido
Na2O + H20 2NaOH Hidróxido de Sodio
Fórmula General: Metal (OH)x , donde: x es la valencia del metal
Ejemplo: Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock Iupac E.O
Ni(OH)2 Hidróxido
niqueloso
Hidróxido de níquel
(II)
Dihidróxido de níquel 2
Ni(OH)3 Hidróxido
niquélico
Hidróxido de níquel
(III)
Trihidróxido de níquel 3
3.- Hidruros: Son compuestos binarios formados por la unión del hidrógeno con
otros elementos.
3.1.- Hidruros metálicos: se obtienen combinando el hidrógeno con un
elemento metálico.

10. 10
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock Iupac E.O
CaH2 Hidruro cálcico Hidruro de calcio Dihidruro de calcio 2
FeH2 Hidruro ferroso Hidruro de hierro (II) Dihidruro de hierro 2
FeH3 Hidruro férrico Hidruro de hierro (III) Trihidruro de hierro 3
3.2. Hidruros no metálicos: se obtienen combinando el hidrógeno (E.O.
+1) con un elemento no metálico. Se clasifican a su vez en:
3.2.1. Ácidos hidrácidos: se forman por la combinación del hidrógeno
con los elementos no metálicos de los grupos VIA y VIIA con su menor valencia.
Los nombres de estos compuestos varían según sea el medio en el que se
encuentran. A temperatura ordinaria son gases y al disolverse en agua dan
soluciones de carácter ácido.
En estado gaseoso: según la IUPAC se nombra colocando el nombre
del no metal terminado en el sufijo URO seguido de la palabra HIDRÓGENO.
En estado acuoso: según la IUPAC se nombra colocando la palabra
ACIDO y a continuación el nombre o raíz del elemento correspondiente terminado
en HÍDRICO, como por ejemplo:
Fórmula Estado Gaseoso (g) Estado Acuoso (ac)
HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
H2S Sulfuro de hidrogeno Ácido sulfhídrico
3.2.2. Hidruros especiales: se forman por la combinación del hidrógeno
con los elementos no metálicos de los grupos IVA y VA de la tabla periódica. Estos
compuestos no forman ácidos y para nombrarlos se utilizan nombres comunes o
comerciales.
Ejemplos: NH3 (Amoníaco), CH4 (Metano)
SiH4 (Silano), PH3 (Fosfina)

11. 11
4.- Ácidos Oxácidos: Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un
anhídrido con el agua, por lo tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxígeno y un
no metal.
Anhídrido + agua Ácido Oxácidos
Según la nomenclatura tradicional para nombrar uno de estos compuestos
se usa la palabra ÁCIDO seguida del NOMBRE (o raíz) del elemento central al
que se le añaden los prefijos (per, hipo) y los sufijos (ico, oso) que se relacionen
con su estado de oxidación.
Ejemplo: H2SO3 Ácido sulfuroso
H2SO4 Ácido sulfúrico
HClO2 Ácido cloroso
HClO3 Ácido clórico
5.- Sales: Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base, en esta
reacción también se produce agua.
5.1.- Sales Haloideas: Se forman combinando un metal con un no metal
del grupo VIA y VIIA, trabajando con su menor valencia.
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock Iupac E.O
FeCl2 Cloruro ferroso Cloruro de hierro (II) Dicloruro de hierro 2
FeCl3 Cloruro férrico Cloruro de hierro (III) Tricloruro de hierro 3
5.2.- Sales Volátiles: Son compuestos formados por 2 no metales del
grupo IVA y VIIA con su menor valencia.
Ejemplos: SF2 Difloruro de azufre
PCl3 Tricloruro de fósforo
SiBr4 Tetrabromuro de silicio
IBr Bromuro de yodo
5.3.- Sales de los Oxácidos: Surgen de remplazar el o los hidrógenos de
un ácido oxácido por un metal.
Según la nomenclatura tradicional se nombra colocando primero el nombre
del radical o anión poliatómico con sus respectivos sufijos y prefijos (hipo-ito, ito,
ato, per-ato) y luego el nombre del metal terminado en (oso o ico).
Según la nomenclatura stock se coloca primero el nombre del radical o
anión poliatómico con sus respectivos sufijos y prefijos (hipo-ito, ito, ato, per-ato),

12. 12
luego la preposición “de” y por último el nombre el metal y entre paréntesis su
valencia en número romano.
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock E.O del Fe
FeSO3 Sulfato ferroso Sulfato de hierro (II) 2
Fe2(SO4)3 Sulfato férrico Sulfato de hierro (III) 3
Fórmula General: Metal X(anion poliatómico) V
Donde: X= Nº de cargas del anión poliatómico
V= Valencia del metal
Por ejemplo, el anión sulfato SO4
=
presenta 2 cargas negativas, este sería el valor
de X. El hierro Fe presenta valencias 2 y 3, éstos corresponden al valor de V. Si
los subíndices son pares pueden simplificarse.
5.4.- Sales Hidratadas: Para nombrarlas se indica el nombre original del
compuesto indicando al final el número de moléculas de agua con los prefijos
mono, di, tri, etc.., mas el término HIDRATADO, como se puede observar a
continuación:
Ejemplos: CaSO4.2H2O Sulfato de calcio dihidratado
NaCl. 7H20 Cloruro de sodio heptahidratado