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03 enlace quimico
 

03 enlace quimico

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A estudiar 3a 14

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    03 enlace quimico 03 enlace quimico Presentation Transcript

    • Enlace Químico
      • Los elementos forman compuestos, los compuestos son sustancias que se pueden descomponer en dos o más sustancias sencillas (elementos) por medios químicos.
      • Un cambio químico es el que transforma los elementos en compuestos. Esto es el resultado de las combinaciones de los átomos, uno da electrones, otro los recibe y se forma una nueva sustancia.
    • Enlace Químico
      • La fuerza que mantiene unidos dos átomos se llama enlace químico.
      • Los enlaces químicos se forman mediante la atracción entre núcleos positivos y electrones negativos o mediante la atracción entre un ion positivo y uno negativo.
    • Enlace Químico
      • Los átomos están unidos por fuerzas al constituir un compuesto, estas fuerzas son los enlaces químicos .
      • La mínima unidad que presenta las propíedades de un compuesto es la molécula y se forma cuando dos o más átomos se unen mediante enlaces covalentes.
      • Las moléculas de los compuestos se representarán por fórmulas , es decir, representaciones por medio de símbolos y números que indican la clase y número de átomos que se combinan.
    • Enlace Químico
    •  
    • Regla del Octeto
      • Plantea que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para adquirir un juego completo de ocho electrones de valencia.
      • Esto reafirma que la configuración electrónica de orbitales s y p llenos del mismo nivel de energía (que constan de ocho electrones de valencia ) es inusualmente estable.
      • Los elementos de la derecha de la tabla periódica tienden a ganar electrones para adquirir la configuración de gas noble y formar iones negativos. Los elementos de la izquierda tienden a perder electrones y a formar iones positivos.
    •  
    •  
    • Electronegatividad Indica la capacidad de los átomos de un elemento de atraer electrones en un enlace químico
    • Enlace covalente
      • Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir, entre no metales y siempre por compartición de pares de electrones.
      • Los electrones compartidos se consideran parte del nivel de energía externo completo de ambos átomos.
      • Se distinguen tres tipos de covalencia:
      • polar, no polar y coordinada.
    • Enlace covalente no polar
      • Se tiene cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividad es cero.
      • Ejemplo ilustrativo:
      • Molécula de hidrógeno
      • el par de electrones compartido se representa por una línea que une los símbolos de los átomos: H H H 2
      • Se puede esquematizar esta unión para visualizar la forma de la molécula, que en realidad es una nube debido al movimiento de los electrones.
      • El par de electrones compartidos está en el centro, a igual distancia de cada núcleo.
    • Propiedades de las substancias con enlace covalente no polar
      • Moléculas verdaderas y diatómicas (con dos átomos): F 2 , Cl 2 , O 2 , I 2 ,
      • Actividad química media.
      • Baja solubilidad en agua.
      • No son conductores del calor o la electricidad.
      • Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólidos o líquidos.
      • La electronegatividad de los átomos enlazados es semejante.
    • Enlace covalente polar
      • Cuando dos átomos no metálicos de diferentes electronegatividades se unen, comparten electrones pero la nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad. Esto origina polos en la molécula, uno con carga parcialmente positiva (  + ) y el otro con carga parcialmente negativa (  - ).
      • En general, la diferencia de electronegatividades es mayor que 0 y menor que 1.7
      • Los enlaces covalentes polares se forman porque no todos los átomos que comparten electrones se atraen por igual.
      • La capacidad desigual de los elementos para compartir electrones da como resultado un enlace covalente polar.
      Enlace covalente polar
    •  
    • El grado de polaridad de una molécula polar depende de los valores relativos de electronegatividad de los elementos de la molécula. ¿Cuáles son los valores de electronegatividad del hidrógeno y el cloro?
      • Formación de la molécula de fluoruro de hidrógeno.
      • Formación de la molécula de cloruro de hidrógeno.
    •  
    • Fórmulas estructurales
      • Es uno de los modelos moleculares más útiles y usa símbolos químicos y enlaces para mostrar posiciones relativas de los átomos.
    •  
    •  
    •  
    • Enlace iónico, salino o electrovalente
      • Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no-metales por transferencia de electrones del átomo menos electronegativo (metálico) al más electronegativo (el no metálico). En esta transferencia se forman iones que después se atraen fuertemente por diferencia de cargas eléctricas.
      • La fuerza electrostática que mantiene unidas partículas con cargas opuestas dentro de un compuesto iónico se llama enlace iónico.
      • Existe una alta diferencia de electronegatividades que en promedio es de 1.7 o mayor.
      • En la formación del cloruro de sodio:
      • El cloro es un elemento del grupo VII y con electronegatividad de 3.0 pauling. El sodio es un elemento del grupo 1 y con electronegatividad de 0.9 pauling.
    •  
    •  
      • El sodio finalmente queda como
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 = Na + (catión)
      • El cloro queda como
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = Cl - (anión)
    • Es importante comprender que aunque el sodio tiene ahora la configuración electrónica del neón, no es neón. Es un ion sodio con una sola carga positiva. Los 11 protones que caracterizan el sodio todavía permanecen dentro de su núcleo. Para designar un anión, la terminación -uro se agrega al nombre raíz del elemento. Por tanto, el anión de cloro se llama cloruro. ¿Cuál es el nombre del anión que se forma del nitrógeno? Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + 1s 2 2s 2 2p 6 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
    •  
    •  
    • Propiedades de los compuestos iónicos
      • Su estado físico es sólido y pueden ser duros o frágiles.
      • Sus puntos de fusión y ebullición son altos.
      • Fundidos o en solución acuosa son conductores de la corriente eléctrica.
      • Son solubles en solventes polares.
      • En solución son químicamente activos.
      • La forma del cristal es geométrica (cúbica, rómbica, hexagonal).
      • No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas.
      • Ejemplos de substancias que presentan este tipo de enlace:
      • Las sales inorgánicas y los óxidos inorgánicos, donde existe un
      • metal y un no metal, como NaCl , CaF 2, K 2 O, BaS .
    •  
    •  
    • Resumen
      • La regla del octeto enuncia que los átomos ganan, pierden o comparten electrones para adquirir la configuración electrónica estable de un gas noble.
      • La electronegatividad, que indica la capacidad de los átomos de un elemento de atraer electrones en un enlace químico, juega un papel importante en la determinación del tipo de enlace formado entre los elementos de un compuesto.
      • Los valores de electronegatividad van de 0.7 a 3.96 y generalmente aumentan a medida que te mueves de izquierda a derecha por un periodo y disminuye cuando desciendes por el grupo.
    • Resumen
      • 8.1 Formación de enlaces químicos
      • El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos dos átomos.
      • Los átomos que forman iones ganan o pierden electrones de valencia para obtener la misma organización electrónica de un gas noble, que es una configuración estable. Esta configuración involucra un nivel de energía electrónica externo, que generalmente consta de ocho electrones de valencia.
      • Un ion positivo, o catión, se forma cuando, al retirarse electrones de valencia, se obtiene una configuración electrónica estable.
      • Un ion negativo, o anión, se forma cuando se agrega electrones de valencia al nivel de energía externo, dando al ion una configuración electrónica estable.
    • Resumen
      • 8.2 Formación y naturaleza de los enlaces iónicos
      • Un enlace iónico se forma cuando aniones y cationes cercanos se atraen, formando una red cristalina geométrica estrechamente empaquetada.
      • La energía reticular se necesita para romper la fuerza de atracción entre iones con carga opuesta, organizados en una red cristalina.
      • Las propiedades físicas de sólidos iónicos como punto de fusión, punto de ebullición y la capacidad para conducir electricidad en el estado fundido y como una solución acuosa, se relacionan con la fortaleza de los enlaces iónicos y la presencia de iones.
      • Un compuesto iónico es un electrólito porque conduce una corriente eléctrica cuando es líquido o está en solución acuosa.
    • Resumen
      • Los iones positivos son más pequeños que los átomos neutros de los cuales se forman. Los iones negativos son más grandes que los átomos neutros de los cuales se componen.
      • ¿Qué es un enlace covalente? ¿En qué se diferencia de un enlace iónico?
      • ¿Qué es un enlace covalente simple? ¿Por qué se forma?
      • ¿Cuál es la diferencia entre un enlace sigma y un enlace pi?
    •  
      • 12. Predicciones Dibuja los diagramas de símbolos de puntos electrónicos para los elementos azufre, carbono, bromo, oxígeno e hidrógeno. Usando las estructuras de Lewis, predice el número de enlaces covalentes que se forman cuando
      • a. un átomo de azufre se enlaza con dos átomos de hidrógeno.
      • b. un átomo de carbono se enlaza con dos átomos de azufre.
      • c. dos átomos de bromo se enlazan con un átomo de azufre.
      • d. un átomo de carbono se enlaza con cuatro átomos de bromo.
      • e. un átomo de azufre se enlaza con dos átomos de oxígeno.
    • Compuestos moleculares binarios.
      • Debido a que sólo contiene dos elementos diferentes, es un compuesto molecular binario.
      • Los compuestos moleculares binarios están integrados por dos no metales distintos y no contienen metales ni iones.
      • 1. Se nombra primero el segundo elemento de la fórmula, agregando el prefijo uro a la raíz del nombre del elemento.
      • 2. Después se nombra el primer elemento con su nombre completo.
      • 3. Para indicar el número de átomos de cada tipo que están presentes en el compuesto, se usan prefijos.
    •  
    • Fórmulas y nombres de algunos compuestos covalentes Fórmula Nombre común Nombre compuesto molecular H 2 O agua monóxido de dihidrógeno NH 3 amoniaco trihidruro de nitrógeno N 2 H 4 hidrazina tetrahidruro de dinitrógeno N 2 O óxido nitroso (gas hilarante) monóxido de dinitrógeno NO óxido nítrico monóxido de nitrógeno CO Monóxido de carbono CO 2 Bióxido de carbono
    • Para determinar estructuras de Lewis
      • 1. Predecir la ubicación de ciertos átomos.
      • a. El hidrógeno siempre es un átomo terminal o extremo. Debido a que comparte un solo par de electrones, cada hidrógeno únicamente se puede conectar con un solo átomo.
      • b. El átomo que ejerce la menor atracción sobre electrones compartidos en la molécula es el átomo central. Usualmente, este elemento es el más cercano al lado izquierdo de la tabla periódica. Este átomo está localizado en el centro de la molécula; los demás átomos se convierten en átomos terminales.
      • 2. Encontrar el número total de electrones disponibles para enlazar. Este total es el número de electrones de valencia de los átomos de la molécula.
      • 3. Determinar el número de pares de enlace dividiendo entre 2 el número de electrones disponibles para enlace.
      • 4. Ubicar un par de enlace (enlace simple) entre el átomo central y cada uno de los átomos terminales.
    • Iones poliatómicos
      • Aunque la unidad actúa como un ion, los átomos del ion están unidos por enlaces covalentes.
      • Las estructuras de estos iones también se pueden representar por estructuras de Lewis.
    •  
    • Nombre de iones y compuestos iónicos
      • El ion con más átomos de oxígeno se denomina utilizando la raíz del no metal más el sufijo -ato .
      • El ion con menos átomos de oxígeno se nombra utilizando la raíz del no metal más el sufijo -ito.
      El oxianión con el mayor número de átomos de oxígeno se nombra utilizando el prefijo -per, la raíz del no metal y el sufijo -ato. El oxianión con un átomo de oxígeno menos se nombra utilizado la raíz del no metal y el sufijo -ato. El oxianión con dos átomos de oxígeno menos se denomina utilizando la raíz del no metal y el sufijo -ito. El oxianión con tres átomos de oxígeno menos se nombra utilizando el prefijo -hipo, la raíz del no metal y el sufijo -ito.
    • Nombre de los compuestos iónicos
      • 1. Primero da nombre al anión y luego al catión.
      • 2. Los cationes monoatómicos utilizan el nombre del elemento.
      • 3. Los aniones monoatómicos toman su nombre de la raíz del nombre del elemento más el sufijo -uro.
      • 4. Los metales de los grupos 1A y 2A tienen sólo un número de oxidación. Por lo general, los metales de transición y los metales de la derecha de la tabla periódica tienen más de un número de oxidación.
      • 5. Si el compuesto contiene un ion poliatómico, simplemente nombra el ion.
    •  
    • Resumen
      • 8.3 Nombres y fórmulas de compuestos iónicos
      • Los subíndices de un compuesto iónico indican la razón de cationes y aniones necesaria para formar compuestos eléctricamente neutros. La fórmula unitaria representa la razón de estos iones en una red cristalina.
      • Si el elemento que forma el catión tiene más de un número de oxidación posible, se utilizan números romanos para indicar el número de oxidación de dicho elemento en el compuesto.
      • Los iones formados a partir de un solo átomo son monoatómicos. La carga de un ion de este tipo es su número de oxidación, o estado de oxidación.
      • Los iones poliatómicos son dos o más átomos unidos que actúan como una sola unidad con una carga neta. Muchos iones poliatómicos son oxianiones que contienen un átomo, generalmente un no metal, y átomos de oxígeno.
      • En una fórmula química, los iones poliatómicos se colocan dentro de paréntesis cuando se utiliza un subíndice.
      • Los compuestos iónicos se identifican por el nombre del anión seguido del nombre del catión .
    • Ejercicios
      • 34 . ¿Cuál es la diferencia entre un ion monoatómico y uno poliatómico? Da un ejemplo de cada uno.
      • 35 . ¿De qué manera puedes determinar los subíndices correctos de una fórmula química?
      • 36. ¿Cómo se da nombre a los metales en un compuesto iónico?, ¿a los no metales?, ¿a los iones poliatórnicos?
      • 37. ¿Qué es un oxianión y cómo se nombra?
      • 38. Pensamiento crítico ¿Cuáles subíndices se utilizarían con mayor probabilidad si las siguientes sustancias formaran un compuesto iónico?
      • a. un metal alcalino y un halógeno
      • b. un metal alcalino y un no metal del grupo 6A
      • c. un metal alcalinotérreo y un halógeno
      • d. un metal alcalinotérreo y un no metal del grupo 6A
      • e. un metal del grupo 3A y un halógeno
    • Ejercicios
      • 39. Elaboración y uso de tablas. Llena la siguiente tabla con la fórmula correcta de cada compuesto formado a partir de los iones enumerados .
    • Ejercicios
      • 64. Cuanto más reactivo sea un átomo, tanto mayor será su energía potencial. ¿Cuál átomo tiene mayor energía potencial, el neón o el flúor? Explica tu respuesta.
      • 65. Pronostica la reactividad de los siguientes átomos con base en sus configuraciones electrónicas.
      • a. potasio
      • b. flúor
      • c . neón