Química Fundamental: Geometría Molecular, Enlaces y Nomenclatura Inorgánica

Geometría Molecular y Enlaces Químicos

La geometría molecular se refiere al ordenamiento tridimensional de los átomos en una molécula. Para determinarla, primero se elabora la estructura de Lewis y luego se realiza una comparación con los modelos de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR).

Notación VSEPR

En la notación VSEPR, se utilizan las siguientes convenciones:

• A: Átomo central
• X: Número de átomos unidos al átomo central
• E: Número de pares de electrones no enlazantes (solitarios) en el átomo central

Ejemplo: Para el H₂O, su estructura de Lewis es H-O-H con dos pares de electrones no enlazantes en el oxígeno, lo que corresponde a una notación AX₂E₂.

Geometrías Moleculares Comunes

Algunas geometrías moleculares comunes y sus ángulos de enlace ideales son:

• AX₂: Lineal (180°)
• AX₃: Trigonal plana (120°)
• AX₄: Tetraédrica (109.5°)
• AX₃E: Piramidal trigonal (aproximadamente 107°)
• AX₂E₂: Angular o doblada (aproximadamente 104.5°)

Fuerzas Interatómicas (Enlaces Químicos)

Las fuerzas interatómicas son los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula. Existen diferentes tipos de enlaces:

• Enlace Covalente: Se forma entre no metales (no metales + no metales) mediante la compartición de electrones.
• Enlace Iónico: Se forma entre un metal y un no metal, implicando la transferencia de electrones.

Fuerzas Intermoleculares (FIM)

Las fuerzas intermoleculares (FIM) son atracciones entre moléculas. Incluyen:

• Interacciones Ion-Dipolo
• Interacciones Dipolo-Dipolo
• Puentes de Hidrógeno
• Fuerzas de Van der Waals (que engloban las fuerzas de London o de Dispersión y las dipolo-dipolo)

Tipos de Fuerzas Intermoleculares

• Interacciones Ion-Dipolo: Se producen entre un ion (proveniente de un compuesto iónico) y una molécula polar (como el H₂O, que es una molécula covalente polar).
• Ejemplo: La disolución de NaCl en H₂O. El agua es conocida como el solvente universal debido a su capacidad para disolver muchas sustancias, lo que se relaciona con la solubilidad. Cuando se añade NaCl al agua, los iones Na⁺ y Cl⁻ se separan y son rodeados por moléculas de agua, un proceso conocido como hidratación (un tipo específico de solvatación). En general, la interacción de un soluto con un solvente se llama solvatación. Si el solvente es agua, el proceso se denomina hidratación.
• Interacciones Dipolo-Dipolo: Ocurren entre dos moléculas covalentes polares. Son atracciones electrostáticas entre el extremo parcialmente positivo de una molécula polar y el extremo parcialmente negativo de otra molécula polar.
• Puentes de Hidrógeno: Son un tipo especial y fuerte de interacción dipolo-dipolo que se forma cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo altamente electronegativo (como flúor, oxígeno o nitrógeno) y es atraído por otro átomo electronegativo de una molécula cercana. Estos enlaces se forman entre H y F, O o N. Ejemplo: H₂O...H₂O...H₂O (representando los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua).
• Fuerzas de Van der Waals (Fuerzas de London o de Dispersión): Son las fuerzas intermoleculares más débiles y están presentes en todas las moléculas, incluyendo aquellas con enlaces covalentes apolares y sin momento dipolar permanente. Se originan por dipolos instantáneos y transitorios. Estas fuerzas no implican la ruptura de enlaces covalentes internos, sino la superación de las atracciones entre moléculas para cambiar de estado.

Influencia de las FIM en los Estados de la Materia

La intensidad de las fuerzas intermoleculares influye en el estado de la materia:

• Sólidos: Presentan muchas y fuertes fuerzas intermoleculares, lo que les confiere una estructura rígida.
• Líquidos: Las fuerzas intermoleculares son menos intensas que en los sólidos, permitiendo fluidez.
• Gases: Las fuerzas intermoleculares son muy débiles o casi inexistentes, lo que permite a las moléculas moverse libremente y ocupar todo el volumen disponible.

El grupo hidroxilo (-OH) es capaz de formar puentes de hidrógeno. Los compuestos orgánicos que contienen grupos -OH (como los alcoholes) suelen ser polares y, por lo tanto, solubles en agua (un solvente polar). Los compuestos apolares, en cambio, no se disuelven en agua (principio 'lo similar disuelve lo similar'). Las moléculas con una geometría simétrica y enlaces con polaridad que se cancelan mutuamente suelen ser apolares.

Nomenclatura Química y Valencias

Nomenclatura Tradicional (para óxidos, hidróxidos, etc.)

• Una valencia: Se usa el sufijo -ico.
• Dos valencias: La mayor usa el sufijo -ico, la menor usa el sufijo -oso.
• Tres valencias:
  • Para elementos como S, Se, Te (valencias 2, 4, 6):
    • Valencia 2: hipo...oso
    • Valencia 4: ...oso
    • Valencia 6: ...ico
  • Para Cr (valencias 2, 3, 6):
    • Valencia 2: cromoso
    • Valencia 3: crómico
    • Valencia 6: (generalmente en aniones como cromato/dicromato)
• Cuatro valencias: Para elementos como Cl, Br, I (valencias 1, 3, 5, 7):
  • Valencia 1: hipo...oso
  • Valencia 3: ...oso
  • Valencia 5: ...ico
  • Valencia 7: per...ico
• Manganeso (Mn) (valencias 2, 3, 4, 6, 7): Utiliza una combinación de prefijos y sufijos como -oso, -ico, y per...ico dependiendo de la valencia y el tipo de compuesto (ej. manganoso, mangánico, permangánico).

Ejemplos de Nomenclatura

Óxidos de Azufre:

• S₂O₄ (simplificado a SO₂): Óxido sulfuroso (Nomenclatura tradicional) o Dióxido de azufre (Nomenclatura sistemática/Stock, valencia IV).
• S₂O₆ (simplificado a SO₃): Óxido sulfúrico (Nomenclatura tradicional) o Trióxido de azufre (Nomenclatura sistemática/Stock, valencia VI).
• SO: Monóxido de azufre
• SO₂: Dióxido de azufre
• SO₃: Trióxido de azufre

Hidruros Metálicos

Se forman por la combinación de un metal y el hidrógeno. En los hidruros metálicos, el hidrógeno actúa con valencia -1.

• LiH: Hidruro lítico (tradicional) o Hidruro de litio (Stock, valencia I).
• CaH₂: Hidruro cálcico (tradicional) o Hidruro de calcio (Stock, valencia II).

Hidrácidos

Se forman por la combinación de hidrógeno y un no metal de los grupos 16 (VI A) o 17 (VII A).

• H₂S: Ácido sulfhídrico (tradicional) o Sulfuro de hidrógeno (nomenclatura sistemática).
• H₂Se: Ácido selenhídrico o Selenuro de hidrógeno.
• H₂Te: Ácido telurhídrico o Telururo de hidrógeno.
• HF: Ácido fluorhídrico o Fluoruro de hidrógeno.
• HCl: Ácido clorhídrico o Cloruro de hidrógeno.
• HBr: Ácido bromhídrico o Bromuro de hidrógeno.
• HI: Ácido yodhídrico o Yoduro de hidrógeno.

Hidruros No Metálicos (Especiales)

Se forman por la combinación de hidrógeno y un no metal de los grupos 14 (IV A) y 15 (V A).

• CH₄: Metano
• NH₃: Amoniaco o Nitruro de hidrógeno
• AsH₃: Arsina
• SbH₃: Estibina
• PH₃: Fosfina

Sales Binarias

Se forman por la combinación de un metal y un no metal de los grupos 16 (VI A) o 17 (VII A).

Reacción general: Hidrácido + Metal → Sal Binaria + H₂

• 2HCl + Mg → MgCl₂ + H₂
• MgCl₂: Cloruro de magnesio (Stock, valencia II) o Cloruro magnésico (tradicional).
• CuI: Yoduro cuproso (tradicional, Cu con valencia I).
• Al₂S₃: Sulfuro alumínico (tradicional, Al con valencia III) o Sulfuro de aluminio (Stock).
• KI: Yoduro de potasio (Stock, valencia I) o Yoduro potásico (tradicional).