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Nicolas esguerra

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Nicolas esguerra

  1. 1. NICOLAS ESGUERRA“EDIFICAMOS FUTURO”TRABAJO DE QUIMICAJUAN SEBASTIAN NEMOCON RODRIGUEZ (25)901 JORNADA MAÑANAPROFESOR:JIMMY OSORIO
  2. 2. INIDICETEORIAS DE ENLACESTEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA …………………………………………….TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR……………………………………………..FUERZAS ENTRE ATOMOSFUERZAS ION-DIPOLO……………………………………………………………..FUERZAS DIPOLO-DIPOLO………………………………………………………..FUERZAS DE VANDER WORDS………………………………………………….TIPOS DE ENLACEENLACE IONICO……………………………………………………………………..ENLACE COVALENTE POLAR…………………………………………………….ENLACECOVALENTE APOLAR…………………………………………………..ENLACE COVALENTE COORDINADO…………………………………………..REPRESENTACIONES GRAFICAS DE LEWISOXIDOS………………………………………………………………………………..ACIDOS HIDRACIDOS……………………………………………………………….ACIDOS OXACIDOS………………………………………………………………….HIDROXIDOS…………………………………………………………………………..
  3. 3. TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIALa teoría del enlace de valencia intenta explicar cómo dos átomos se enlazanentre sí, buscando así presentar una interpretación satisfactoria para los enlacescovalentes.En esta teoría lo que está incluido es la combinación de dos orbitales atómicos dedos átomos distintos.La idea de Lewis de relacionar la formación de enlaces covalentes con elapareamiento de electrones, fue correcta, más no fue lo suficientemente clara. Porejemplo para Lewis es lo mismo el enlace de H2 que el enlace F2. Aunque enambos casos se trata de aparear electrones, las energías de formación ylongitudes de enlace son muy diferentes (H2:436.5 kJ/mol – 74pm yF2:150.6kJ/mol – 142pm). Este hecho y muchos otros no se pueden explicar conla teoría de Lewis. Para esto es necesario recurrir a la mecánica cuántica. A lafecha, dos teorías mecánico-quánticas se usan para describir el enlace covalentey la estructura electrónica de las moléculas. La teoría del enlace de valencia (EV)supone que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de losatómicos individuales y permite pensar en átomos individuales tomando parte enla formación del enlace. Enfocaremos nuestra atención por el momento en éstaprimera teoría. Anteriormente se estudio la configuración electrónica de átomosaislados, ahora se verá cómo cambia esta configuración cuando éstos átomos seacercan para formar un enlace. Inicialmente, cuando los átomos están muyseparados, no hay interacción, por lo cual se dice que la energía potencial delsistema es cero (0). A medida que los átomos se acercan los electrones sonatraídos por los núcleos y repelidos por los electrones contrarios. Mientras losátomos están separados, la atracción es mayor que la repulsión, así que laenergía del sistema disminuye (esto es, se hace más negativa) a medida que seaproximan uno al otro. Esto continúa hasta que llega a un valor mínimo. En estepunto, donde el sistema tiene mínima energía, se tiene la máxima estabilidad. Estaconfiguración corresponde a un traslape sustancial de los orbitales 1s y laformación de la molécula H2. Ahora, si la distancia continua disminuyendo, laenergía potencial aumentará rápidamente y terminará por ser positiva debido a larepulsión núcleo-núcleo y electrón-electrón.http://quimica.laguia2000.com/enlaces-quimicos/teoria-del-enlace-de-valenciahttp://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/Teovalencia.pdf
  4. 4. TEORIA DEL ORBITAL MOLECULARLa Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es la segunda aproximación alestudio del enlace covalente, y la más ampliamente empleada para explicar laestructura y la geometría de muchos sólidos inorgánicos. El punto de partidaconsiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a ladistancia de equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cadaelemento, sino en orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, y quepresentan características similares, como se verá más adelante. Esta analogía esde tal grado que al igual que ocurría con los átomos polielectrónicos, no es posibleresolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, y de nuevohay que recurrir a métodos aproximados para conocer la forma de las funcionesde onda que representen los mencionados orbitales moleculares. El caso mássencillo es el de la interacción de dos átomos, cada uno con un solo orbitalatómico ocupado por un único electrón, es decir, el caso ya considerado desde elpunto de vista de la teoría del enlace de valencia, de la formación de la moléculade hidrógeno. Se verá que la descripción del enlace H-H es la misma, o al menosmuy similar a la descripción de los enlaces en moléculas más complejas. Cuandolos dos orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno interaccionan se transforman endos orbitales moleculares, uno enlazante, que queda ocupado por los doselectrones, que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a pertenecer alos dos núcleos atómicos, y otro antienlazante, que quedará vacío. El orbitalmolecular enlazante es de menor energía que los orbitales atómicos originales y elantienlazante de mayor energía que éstos. Por ello al formarse el enlace y pasarlos electrones al orbital molecular enlazante se desprende una determinadaenergía que es la que se ha definido en la teoría del enlace de valenciacomo energía de disociación de enlace. La teoría de los orbitales molecularesaplicada a la molécula de hidrógeno es relativamente sencilla por estar implicadossolamente dos orbitales atómicos s y únicamente dos electrones. Pero en lasmoléculas poliatómicas con más de dos núcleos y varios orbitales atómicos, eltratamiento es mucho más complicado, pues, para llegar a conocer con exactitudla situación más estable del conjunto de los átomos de la molécula, habría queconsiderar orbitales moleculares que comprendieran a más de dos núcleos o,incluso, a la molécula entera.http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/teoria-orbitales-moleculareshttp://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja8P1.html
  5. 5. FUERZAS ION-DIPOLOExiste una fuerza ion-dipolo entre un ion y la carga parcial de un extremo de unamolécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo yuno negativo, como por ejemplo el HCl es una molécula polar a causa de ladiferencia de electronegatividad de los átomos de H y de Cl.Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientrasque los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de laatracción aumenta al incrementarse la carga del ion o la magnitud del momentodipolar. Las fuerzas ion-dipolo tienen especial importancia en las disoluciones desustancias iónicas en líquidos polares, como una disolución de NaCl en agua.La interacción ión-dipolo es una fuerza intermolecular que se da cuando los ionesde una sustancia interactúan con los dipolos de una molécula covalente polar.En un enlace polar, el átomo con mayor electronegatividad atrae los electroneshacia sí, generando un dipolo negativo en torno a sí mismo, mientras que se formaun dipolo positivo en el área del átomo con menor electronegatividad.Recordemos que la electronegatividad es la fuerza de atracción ejercida sobre loselectrones de un enlace. Ella es considerada como una propiedad periódica, o seaque, a medida que el número atómico aumenta, asume valor creciente odecreciente en cada período de la tabla periódica de elementos.Los átomos ejercen una fuerza de atracción sobre los electrones de un enlace yesa fuerza se relaciona con el radio atómico, porque cuanto menor el tamaño delátomo, mayor será la fuerza de atracción.La manera de saber sobre la electronegatividad de un átomo, es observando suposición en la Tabla Periódica, la electronegatividad crece desde abajo haciaarriba y de izquierda a derecha.En la interacción ión-dipolo, el catión sufre atracción electrostática por el dipolonegativo, mientras que el anión es atraído por la fuerza electrostática hacia eldipolo positivo.El clásico ejemplo de la interacción ión-dipolo es la solución acuosa de cloruro desodio (NaCl). En esta sal, el enlace es iónico. Entonces cuando se disuelve enagua, se disocia completamente en cationes Na+ y aniones Cl-.En la molécula de agua, el átomo de oxígeno tiene mayor electronegatividad queel de hidrógeno, por lo tanto existe un dipolo negativo en torno al oxígeno, y undipolo positivo en torno al átomo de hidrógeno.Entonces los cationes Na+ sufren atracción electrostática por el dipolo negativodel átomo de oxígeno, y los aniones Cl-, sufren fuerza de atracción electrostáticapor el dipolo positivo del hidrógeno.http://fuerzasintermoleculares.blogspot.com/2012/04/fuerzas-ion-dipolo.htmlhttp://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/interaccion-ion-dipolo
  6. 6. FUERZAS DIPOLO-DIPOLOUna atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculaspolares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. En lasección anterior explicamos cómo se forman moléculas que contienen dipolospermanentes cuando se enlazan simétricamente con átomos conelectronegatividad diferente. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sícuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra entremoléculas de BrCl. En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y seatraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficienteenergía para vencer esas fuerzas de atracción, y hacer que el líquido pueda entraren ebullición. Si se requiere más energía para vencer las atracciones de lasmoléculas del líquido A que aquéllas entre las moléculas del líquido B, el punto deebullición de A es más alto que el de B. Recíprocamente, menores atraccionesintermoleculares dan pie a puntos de ebullición más bajos.Puentes de hidrógeno.Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno queestá formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomoelectronegativo como O, N ó F. Esta interacción se representa de la formasiguiente:A—H•••B A—H•••AA y B representan O, N ó F; A—H es una molécula o parte de una molécula y B esparte de otra. La línea de puntos representa el enlace de hidrógeno.La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser unainteracción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace dehidrógeno sea una de gran importancia a la hora de la adopción de determinadasestructuras y en las propiedades de muchos compuestos.Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron delestudio de los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición decompuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el pesomolecular. Pero, como se puede observar en la Figura 6, los compuestos de loselementos de los Grupos 15, 16 y 17 no siguen esta norma. Para cada uno de losgrupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el puntode ebullición más alto, en contra de lo que se podría esperar en principio. Ello esdebido a que existe algún tipo de interacción entre las moléculas en estado líquidoque se opone al paso al estado de vapor. Esa interacción es el enlace dehidrógeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los máselectronegativos, y por ello el enlace X-H es el más polarizado, lo que induce lamayor interacción por puente de hidrógeno.http://www.elergonomista.com/quimica/dip.html
  7. 7. FUERZAS DE VANDER WORDSMuchas moléculas eléctricamente neutras, esto es, sin carga neta, poseen unadistribución de cargas no homogénea. Esto se debe a que los átomos que lasforman tienen diferente electronegatividad, de tal forma que cuando se crea unenlace covalente, los dos electrones del enlace son atraídos con distinta fuerzapor los átomos que los comparten. En resumen, el orbital molecular pierde susimetría, y la probabilidad de encontrar los electrones se hace mayor en lasproximidades del átomo más electronegativo. Se sigue conservando la neutralidadeléctrica global, pero sobre el átomo más electronegativo hay un predominio decarga negativa mientras que sobre el átomo menos electronegativo hay unpredominio de carga positiva: se ha formado un dipolo. La magnitud de ese dipoloviene definida por lo que se conoce como momento dipolar, y es el producto de lacarga fraccionalpresente sobre cada átomo por la distancia que las separa. Launidad de momento dipolar es el debye; 1 D = 3,34 x 10-30 Culombio x m. Elorden relativo de electronegatividad de varios elementos es el siguiente (en rojo semuestran los presentes en las biomoléculas): La separación de cargas en unenlace covalente es tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia deelectronegatividades entre los átomos que lo forman. Esto quiere decir que unenlace entre dos átomos de C, o entre un C y un H tiene una distribuciónprácticamente homogénea de los electrones, esto es, de la carga, mientras que unenlace C-O tiene la nube electrónica más desplazada hacia el oxígeno, al ser esteelemento más electronegativo que el carbono. Así, en un enlace sencillo C-O eloxígeno tiene aproximadamente un 0,2 de carga negativa (y el C un 0,2 de cargapositiva), mientras que en un enlace H-O la carga sobre cada átomo es del ordende 0,4; evidentemente, también en este caso el exceso de carga negativacorresponde al átomo de oxígeno. Se estima que una diferencia deelectronegatividades del orden de 2 unidades supone una carga fraccional de 0,5o, lo que es lo mismo, que el enlace tiene un 50% de carácter iónico. Puede ocurrirque una molécula no tenga momento dipolar neto, aunque sus enlacesindividualmente considerados sí lo posean; tal es el caso del CO2, en el que cadadoble enlace C=O está polarizado, pero la molécula, al ser totalmente lineal, no loestá: O=C=O. Por último, para moléculas con varios grupos cargados (aunqueglobalmente sean eléctricamente neutras) el momento dipolar es mucho mayor,como cabría esperar, que el de moléculas neutras sin carga.http://bioquibi.webs.ull.es/bioquimica%20estructural/Archivoszip/enlacesnocovalentes/Fuerzas%20de%20Van%20der%20Waals.pdf
  8. 8. ENLACE IONICOLa atracción electrostática entre átomos de diferente carga eléctrica genera un tipode enlace conocido como enlace iónico. Es necesario que para que pueda darsedicho enlace uno se los átomos pueda ceder electrones y por el contrario el otropueda ganar electrones, es decir, se produce la unión entre átomos que pasan aser cationes y aniones. Este tipo de enlace generalmente se produce entre unelemento metálico (electropositivo) y elemento no metálico (electronegativo). Unejemplo típico de este tipo de enlace lo es el cristal iónico cloruro de sodio ( NaCl) sal común. En este enlace tiene lugar la transferencia de un electrón del átomode sodio al átomo de cloro, como se observa a continuación:Como veremos en la sección de estado sólido, el cloruro de sodio forma una redcristalina, cuya red es cúbica (bc), en cuyos vértices de los paralelepípedosalternan iones de Cl- y Na+., con tal estructura cada ión de cloro Cl- quedarodeado de seis iones Na+. Dentro de la terminología utilizada para el manejo deredes cristalinas observaremos que esta característica indicara que el índice decoordinación es 6 (ver estado sólido) Generalmente, un elemento alcalino o delGrupo I A ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ) y un elemento halógeno o del Grupo VII A ( F,Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos. Algunos de los compuestos que mantienenenlaces iónicos se encuentran NaCl, LiF, KBr, NaF, KI, CaO, MgO, BeO, MgS,BaS, RbSe. (Como se puede observar el enlace se da entre un metal y un nometal) Un aspecto importante dentro de los enlaces químicos iónicos es el de lasfuerzas repulsivas eléctricas, las fuerzas que mantienen la estructura con el índicede ordenación indicado es debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas, lo cualpermite puntos de fusión elevados, para fundir un cristal iónico se hace necesariodeshacer la red cristalina, es decir separar los iones.http://dieumsnh.qfb.umich.mx/fisquimica/enlace_ionico.htm
  9. 9. ENLACE COVALENTE POLAREs aquel enlace que surge entre los átomos de elementos diferentes, donde lacompartición del par electrónico enlazante no es equitativo (es desigual), esto esdebido a que uno de los átomos es mas electronegativo que el otro.Ejemplo: En HCl (ácido clorhídrico)Ejemplo: En HI (ácido yodhídrico)Ejemplo: En H2ORegla práctica:
  10. 10. ENLACE COVALENTE APOLARconsiste en la compartición equitativa (o igual) de los electrones enlazantes entredos átomos, por lo que no surgen polos permanentes. Se presenta cuando seunen átomos idénticos o átomos de igual electronegatividad.Ejemplo: En el H2Ejemplo: En el PH3http://fullpreguntas.com/que-son-los-enlaces-covalente-polar-y-no-polar/
  11. 11. ENLACE COVALENTE COORDINADOEste enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado odativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartidopor dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par deelectrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte delátomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno.Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catiónamonio, N H 4 + , a partir del amoniaco,NH3, y del ion de hidrógeno, H+.En la reacción anterior, el amoniaco se une con un protón H+para formar el ionamonio, N H 4 + . El amoniaco aporta un par de electrones que son compartidospor el ion H+, el cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas nobleHe.http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/enlace-covalente-coordinado-dativo.html?x=20070924klpcnafyq_79.Kes&ap=3
  12. 12. OXIDOSACIDOS HIDRACIDOS
  13. 13. ACIDOS OXACIDOSHIDROXIDOS

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