domingo, 22 de febrero de 2015

6 FORMULACIÓN DE SUSTANCIAS QUÍMICAS

Hasta ahora hemos visto a los elementos de forma reduccionistas, como entidades aisladas del todo que no se unen, sin embargo en la naturaleza esto es cierto únicamente para los gases nobles, elementos que existen como átomos aislados con mínimas interacciones con otros átomos. Sin embargo como se puede apreciar en la naturaleza, la materia interactúa para formar sustancias. La formulación química es el modelo que intenta representar las diferentes interacciones entre los diferentes átomos para formar moléculas y sustancias, ya sean elementales o compuestas. Sin embargo como todo modelo, las fórmulas químicas tienen sus propias reglas.

Los nombres de los elementos y de las sustancias están sometidos a las particularidades de cada idioma, pero las fórmulas no, ellas están escritas a través de una serie de reglas que permiten su lectura por cualquier individuo entrenado en cualquier parte del mundo. En consecuencia, son las fórmulas quienes constituyen el verdadero lenguaje químico universal. En química inorgánica la formulación por lo general está encerrada a un tipo de fórmula, las fórmulas empíricas. De hecho en su capítulo sobre formulación y nomenclatura química Matamala y Gonzalez (1976) nos hablaban que: abundan bachilleres con escasas nociones de formulación, y lo que es peor, que incurren en falsedades y disparates ofensivos a la vista. Sencillamente no les fue enseñado y más adelante fracasan en la resolución de problemas, por desconocer las fórmulas correctas de los compuestos que intervienen.

Las fórmulas empíricas son útiles para describir algunas propiedades de las fórmulas, pero no todas, es por esto que en este capítulo introduciremos otros tipos de fórmula que nos ayudaran a la hora de dar nombre a los compuestos y de tener mayor idea a la hora de abordar conceptos posteriores de la química inorgánica como el balanceo y los procesos de oxidación/reducción, aunque vale la pena aclarar que estas fórmulas no necesariamente representan la verdadera naturaleza de los enlaces al interior de una molécula. Podemos crear una hipótesis de fórmula que nos describe correctamente la cantidad de átomos, pero puede que físicamente el tipo de enlace que describimos y algunas propiedades eléctricas sean incorrectas. Eso no significa que nuestro modelo esté mal, sino que no sirve para todas las situaciones. Los modelos aquí descritos están enfocados a la nomenclatura química.

6.1 Fórmula y molécula química

Al igual que un modelo atómico es una forma de representar la realidad de un átomo, o que un mapa es la forma teórica de representar un lugar geográfico, durante el estudio de las moléculas emerge nuevamente la dualidad teoría/ fenómeno. Las fórmulas químicas son un mecanismo teórico, un modelo que intenta representar algunas de las propiedades de un fenómeno conocido como molécula química. Aunque en el lenguaje cotidiano del aula de química incluso los profesores solemos intercambiar ambas palabras como si se tratara de sinónimos, siempre debemos tener en cuenta que el fenómeno es por mucho, más complejo que la representación, generalmente bidimensional, que realizamos en el papel mediante las fórmulas.

Esta tendencia a unificar la teoría con el fenómeno no es exclusiva de la química, en la biología también sucede que no se hace diferencia entre la teoría de la evolución que es un modelo teórico que intenta representar algunas de las propiedades de los fenómenos evolutivos que son mucho más complejos (Gould, 1981).

Esta complejidad molecular se lleva a su sentido más extremo en aquellas sustancias denominadas como “no estequimétrica”. Las moléculas no estequimétrica no pueden ser representadas por las leyes que empleamos normalmente durante la formulación química (Bevan & Hagenmuller, 2013), básicamente son sustancias que violan la ley de las proporciones definidas de Proust. Pero no se traumen, las sustancias no estequimétricas son sistemáticamente dejadas de lado por la química escolar, aunque si hay que decir que muchas de ellas son empleadas por los ingenieros como en superconductores de alta temperatura para crear super-imanes (Bevan & Hagenmuller, 2013).

6.2 Tipos de fórmulas

Antes de formular hay que entender que existen diferentes tipos de fórmulas, cada una con su propio reglamente, simbología y nivel de precisión. No siempre necesitamos una estructura muy precisa para describir un fenómeno.

6.2.1 Fórmulas empíricas

Las fórmulas empíricas son expresiones lineales en las que se describe la cantidad relativa de átomos involucrados en la unión, aunque no necesariamente es la cantidad de átomos en la molécula real, está referenciada más al hecho de medir que al hecho de predecir. Sin embargo a pesar de su simplicidad, con las fórmulas empíricas podemos dar inicio a la descripción de las propiedades generales que van a ir adquiriendo las demás fórmulas. Específicamente los subíndices de cantidad (Connelly et al., 2005).

El subíndice de cantidad indica la cantidad de átomos, pero afecta al elemento que se encuentra inmediatamente a la izquierda del elemento. Para acostumbrar al lector a este hecho de los modelos de formulación química, el subíndice será expresado con el código de color del elemento al cual afecta, sin embargo en los ejercicios a lápiz y papel donde todo está con un solo color debe estar instintivamente memorizado este aspecto de las fórmulas químicas.

6.2.2 Fórmula molecular

En la fórmula molecular tenemos, idealmente, una representación de la cantidad absoluta de átomos presente en una molécula. Este es el tipo de fórmulas que más analizaremos en este capítulo de química inorgánica (Connelly et al., 2005).

El problema fundamental es que en muchas moléculas simples, la fórmula empírica y la fórmula molecular son las mismas y eso lleva a confusiones.


6.2.3 Fórmula molecular de compuestos coordinados o hidratados

Formalmente denominados como compuestos de adición, estos se forman por la unión de dos especies químicas aparentemente independientes, donde una molécula actúa como centro y las demás como ligandos. La proporción de ligandos se indica con numerales arábigos a la derecha de la molécula (Connelly et al., 2005).


6.2.4 Estructural condensada

La fórmula estructural condensada se asemeja a la fórmula molecular en el sentido de que es una entidad lineal que podemos escribir al interior de un texto. La fórmula estructural condensada intenta representar la conectividad de los átomos sin dibujar los enlaces, y al mismo tiempo representa la cantidad absoluta de átomos en la molécula. Este tipo de fórmulas es más compleja y requiere conocer algunas reglas, como el tipo de sustancia con el cual se está trabajando (Connelly et al., 2005).


6.2.5 Estructurales

Las fórmulas estructurales buscan representar la conectividad y distribución de los átomos al interior de la molécula, pero igual hay varios tipos.


6.2.5.1 Balones y palos


6.2.5.2 Electrón punto-enlace


La estructura de electrón punto-enlace representa cada enlace como dos puntos que a su vez representan los dos electrones de un enlace covalente, un enlace covalente polar o un enlace iónico.

6.2.5.3 Fórmula de líneas completa

En las fórmulas de líneas se representa cada pareja de electrones enlazantes covalentes como una línea, pero los enlaces iónicos se siguen representado con una expresión de punto-enlace o simplemente representando las cargas del dipolo iónico. En resumen, solo presentamos como líneas los enlaces covalentes y covalentes polares. En ocasiones los electrones no enlazantes también se presentan como puntos.

Se denomina completa debido a que se representan todos los átomos en l molécula, lo cual para las moléculas orgánicas resulta un poco molesto, debido a la gran cantidad de hidrógenos que hay.

6.2.5.4 Fórmula de líneas esqueleto

La fórmula de esqueleto tiene dos característica, la primera representa bidimensionalmente los ángulos de enlace, lo cual es impreciso, pero es algo, lo segundo es que no se molesta en representar a los hidrógenos covalentes unidos al esqueleto de carbonos, pero si representa los grupos funcionales. Es una manera esquemática de representar a las moléculas de tipo orgánico.

6.2.5.5 Fórmula de líneas y cuñas

La fórmula de líneas y cuñas intenta representar en un plano bidimensional una estructura tridimensional mediante una notación de cuña. La cuña sólida representa un enlace que se aproxima al observador, y los átomos unidos a su parte plana están más cerca al observador que los demás. La cuña segmentada representa un enlace que se aleja del observador, por lo que los átomos en la parte plana se encuentran más lejos que el resto. Los enlaces que no son cuñas no cambian de posición desde el punto de vista del observador y solo se mueven horizontal o verticalmente.

Por lo general la fórmula de cuñas también es de esqueleto, pero en algunas ocasiones la fórmula de cuñas es completa.
Existen otras fórmulas como los anillos de hemiacetales, pero de eso hablaremos de forma más concreta en el capítulo de fórmulas de química orgánica.

6.3 Fórmulas teoríco-empíricas

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 formulas las sustancias químicas, recordando siempre que las fórmulas que proponemos a lápiz son en general hipótesis aproximadas de lo que ocurre en la naturaleza, pero no una verdad.

6.3.1 Estabilidad de cargas de las moléculas

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.


6.3.2 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.

En el esquema anterior vemos que el hidrógeno aparece en la tabla únicamente como 1 sin signos, cuando esto pasa asumimos que sus estados de oxidación deberían ser +1 y 0. Por lo general el 0 nunca aparece, pero siempre debemos asumir su existencia ya que los átomos adquieren carga 0 en enlaces covalentes perfectos como cuando forman gases diatómicos con ellos mismos. El problema es que en muchas sustancias como los hidruros metálicos el hidrógeno adquiere carga -1, por lo que en las tablas periódicas debería aparecer como estados de oxidación del hidrógeno la expresión ±1. En el caso de metales como el calcio solo se expone un estado de oxidación, por lo que debemos leer del siguiente modo.

Nuevamente debemos asumir la existencia del estado de oxidación cero. Para casos más complejos como el cloro tenemos lo siguiente.

El negativo no afecta a todos los miembros de una secuencia de estados de oxidación, solo afecta al primer valor a la derecha, de este modo el único estado de oxidación negativo es el de valor 1. De hecho en internet algunas tablas nos lo muestran de forma más explícita, aunque nuevamente el estado de oxidación 0 se omite constantemente:

Pero no esperen que se los muestren así en sus tablas escolares o de mano.

6.3.3 Formulando compuestos binarios

Los compuestos binarios son aquellos formados por dos átomos que al unirse adquieren cargas, 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 dos radicales, siendo un radical 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 radical 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.

6.3.4 Regla de aspa para grupos

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.

En el caso anterior no fue necesario hacer los pasos 3 y 4.

Formular la sal que se forma entre el grupo amonio NH4 “carga +1” y el grupo sulfato SO4 “carga -2”.

Formular la sal que se forma entre el magnesio y el grupo sulfato “carga -2”.

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.

6.3.5 La suma de balance de cargas

La suma de balance de cargas permite conocer si la respuesta que hemos obtenido por medio de la regla de aspa es correcta. Es correcta si la suma es 0. Hay que tener en cuenta que no se trata de una suma simple, pues hay que tener en cuenta la cantidad de átomos de cada carga y también el signo.

Los pasos para resolver una suma de cargas es la siguiente:
(1) 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.
(2) 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.
(3) escribir los estados de oxidación con las cargas.
(4) Establecer la suma algebraica. Cada término de la suma algebraica se crea multiplicando el número de átomos por la carga.
(5) Resolver la suma 0.

Ejemplo 1, el agua. El oxígeno está en estado de oxidación 2 y el hidrógeno en estado de oxidación 1.

El paso 2 se lee como que la electronegatividad del hidrógeno 2,1 es menor que la electronegatividad del oxígeno que es 3,5 y en consecuencia el hidrógeno es positivo y el oxígeno negativo.

Ejemplo 2, Sulfato de berilio. El berilio posee un valor de 2, el azufre de 6 y el oxígeno de 2.

Al determinar cuál es el más electronegativo solo el más alto es el que adquiere la carga negativa.

6.3.6 Despejando una suma de balance de cargas

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 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 ele ejercicio o se aprende de acuerdo al comportamiento de los átomos en cada familia de sustancias. Hay que adujicar 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 algebraica 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.

Ejemplo 1: óxido férrico. El valor del estado de oxidación del oxígeno es 2, y el del hierro se desconoce en la molécula Fe2O3. Determine el estado de oxidación del hierro.

Ejemplo 2: ácido sulfúrico. El hidrógeno tiene un valor de 1 y el oxígeno un valor de 2 pero se desconoce el estado el valor para el azufre en la molécula H2SO4.

Con el tiempo usted desarrollará la habilidad de hacer el procedimiento mentalmente, lo que importa es que de el valor correctamente.

6.4 Fórmulas estructurales en química inorgánica

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.

En los modelos anteriores tenemos diferentes tipos de fórmulas estructurales y de fórmulas moleculares para (a) hidróxido de sodio, (b) ácido sulfúrico, (c) cloruro de berilio y (c) sulfato de berilio. Las fórmulas estructurales (a) y (b) muestran enlaces covalentes polares que se representan por medio de una barra sólida, mientras que en (c) tenemos un enlace iónico doble que se representa únicamente poniendo las cargas como superíndices. 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. Finalmente en (c) tenemos un enlace iónico entre un polo positivo que es el berilio y un grupo sulfato. Al interior del grupo sulfato se observan enlaces segmentados que indican una estructura de resonancia. Muchos óxidos que deberían poder  representarse por barras de enlaces covalentes polares 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 laíz 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. 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 (e). 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 (f), un enlace doble (e) y un más estable enlace triple con generación de dipolos (g).

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 (e) 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.

Si suponemos eso entonces para los diferentes estados de oxidación, como en el cloro tendremos un diferente orden de enlace.

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