Gilbert Lewis 1875-1946 Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos Ceder Comparten...
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Gilbert Lewis
1875-1946
Waltre Kossel
Reglas de estabilidad
OctetoDuetoátom
os
Ceder
Comparten Capta
nElectrones
Forman enlaces
ESTABILIDAD
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Regla del octeto y dueto
Regla del octeto: ”Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica”.n2p6 (Ne = 10; Ar =18)
En el caso de los átomos de los elementos hidrógeno, litio y berilio, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio. Esta situación la conocemos como regla del dueto.
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ESTRUCTURAS DE LEWIS
Na z= 11
1S22S2 2P6
3S1
Na .
Fz =9
1S2 2S2 2PX 2PY 2PZ
¿ F ?
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N z= 7
Cl z= 17
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ENLACE QUIMICO
•Enlace iónico.•Enlace covalente.•Enlace Metálico.•Estructuras de Lewis.•Geometría molecular•Polaridad de las moléculas•Uniones Intermoleculares
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ENLACE QUÍMICO
Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.
O2 diatómica
SO2 triatómica
NH3 tetraatómica
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Puentes de hidrogeno
Ion-dipolo
Dipolo-dipolo
Polar
Apolar (sin polos)
Enlace metálico
Enlace covalente
Enlace ionico
FUERZASINTERMOLECULARES
INTERATOMICOS
ENLACE QUIMICO
Fuerzas de dispersión de London o transitivas
Dativo o coordinado
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ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.
Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.
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VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
H2.1
Elemento máselectronegativo
Li1.0
Be1.5
B2.0
C2.5
N3.0
O3.5
F4.0
Na0.9
Mg1.2
Al1.5
Si1.8
P2.1
S2.5
Cl3.0
K0.8
Ca1.0
Sc1.3
Ti1.5
V1.6
Cr1.6
Mn1.5
Fe1.8
Co1.8
Ni1.8
Cu1.9
Zn1.6
Ga1.6
Ge1.8
As2.0
Se2.4
Br2.8
Rb0.8
Sr1.0
Y1.2
Zr1.4
Nb1.6
Mo1.8
Tc1.9
Ru2.2
Rh2.2
Pd1.2
Ag1.9
Cd1.7
In1.7
Sn1.8
Sb1.9
Te2.1
I2.5
Cs0.7
Ba0.9
La1.1
Hf1.3
Ta1.5
W1.7
Re1.9
Os2.2
Ir2.2
Pt2.2
Au2.4
Hg1.9
Tl1.8
Pb1.8
Bi1.9
Po2.0
At2.2
Fr0.7
Ra0.9
Ac1.1
Th1.3
Pa1.5
U1.7
Np – Lw1.3
Elemento menos electronegativo
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ENLACE COVALENTE
Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H2
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Enlace covalente H-H
http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s#dipole
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Clasificación de los Enlaces Covalentes
Enlaces covalentes puros (apolares)Enlaces covalentes polares
Enlaces covalentes coordinados o dativos)
Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.
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Clasificación del Enlace Covalente
Según número de electrones que participen en el enlace:
ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X
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Según la diferencia de electronegatividad,
se clasifican en:
• Enlace Covalente Polar
• Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
• 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 Enlace covalente Polar
•Diferencia de electronegatividad = 0
Enlace Covalente Apolar
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Enlace Covalente Polar Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 1,7 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O
HEN= 2,1 ClEN=2,9
H. + .Cl: H+ :Cl: - . .
. .
. .
. .
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ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)
Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos.
Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo.
Ejemplo: O
H O S O H
O
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Planteamiento del problema
1. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?
…
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ENLACE IÓNICO
Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.
∆ E.N.> 1,7
k + Cl kClE.N =;0,8 3,0
∆ E.N KCl = ?
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ENLACE IÓNICO
METALESNOMETALES
FORMULAGENERAL
IONESPRESENTES
EJEMPLO P.F. (ºC)
I AII AIII A
+++
VII AVII AVII A
MXMX2
MX3
(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)
LiBrMgCl2GaF3
547708800 (subl)
I AII AIII A
+++
VI AVI AVI A
M2XMXM2X3
(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)
Li2OCaOAl2O3
>170026802045
I AII AIII A
+++
V AV AV A
M3XM3X2
MX
(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)
Li3NCa3P2
AlP
8431600
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El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos
del villano, Sr. Sodio.
Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y
cloro.
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+
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s)
http://www.hschickor.de/nacl.html
http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1349&mid=55
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ENLACE METALICO
Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos
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ENLACE METALICO
Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son:
1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones. “ELECTROPOSITIVOS”
2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad
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ENLACE METALICO
Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales:
1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior.
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COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de
fusión altos (por lo general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..
3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
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electronegatividad
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales
La diferencia de E.N.
iónico
Diferente de cero
covalente polar
y el enlace puede ser
mayor que 1,7
Diferencia de E.N.
Entre 0,5 y 1,7
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cuales
La diferencia de E.N.
Covalente puro o no polar
0<0,5
y el enlace es
H2; Cl2; N2
ejemplo.
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Referente a los enlaces. I. En el enlace iónico se comparten electronesII. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de electrones no enlazantesIII. Si el enlace es covalente polar se comparten
igualmente los electrones
Es (son) correcta (s)A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) Sólo I y IIE) Sólo I y III B
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En la figura se representan los modelos moleculares de tres halógenos, numerados 1, 2 y 3
Los halógenos representados podrían ser:1 2 3
A) flúor cloro bromoB) bromo cloro flúorC) clorobromo flúorD) cloroflúor bromoE) bromo flúor cloro C
![Page 29: Gilbert Lewis 1875-1946 Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos Ceder Comparten Captan Electrones Forman enlacesESTABILIDAD.](https://reader034.fdocuments.co/reader034/viewer/2022042502/5528bde3497959977d8f9bd6/html5/thumbnails/29.jpg)
ATRACCIONES MOLECULARES
Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (moléculas o iones) constituyentes de una sustancia.
Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces covalentes y iónicos que puede presentar el compuesto.
![Page 30: Gilbert Lewis 1875-1946 Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos Ceder Comparten Captan Electrones Forman enlacesESTABILIDAD.](https://reader034.fdocuments.co/reader034/viewer/2022042502/5528bde3497959977d8f9bd6/html5/thumbnails/30.jpg)
UNIONES INTERMOLECULARES
•INTERACCION DIPOLO – DIPOLO•ÍÓN DIPOLO•PUENTES DE HIDRÓGENO•FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON o TRANSITIVAS•FUERZAS DE VAN DER WALLS
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INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.
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Fuerzas intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo
Fuerzas de atracción entre moléculas polares
Orientación de moléculas polares en un sólido
11.2
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INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO
Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa.
Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias
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INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.
Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos.
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Fuerzas intermoleculares
Fuerzas ion-dipolo
Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar
11.2
Interacción ion-dipolo
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COMPORTAMIENTO DE UN COMPUESTO IONICO EN
PRESENCIA DE AGUA
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/molvie1.swf
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PUENTE DE HIDROGENO
Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.
Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y nitrógeno.
![Page 38: Gilbert Lewis 1875-1946 Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos Ceder Comparten Captan Electrones Forman enlacesESTABILIDAD.](https://reader034.fdocuments.co/reader034/viewer/2022042502/5528bde3497959977d8f9bd6/html5/thumbnails/38.jpg)
Fuerzas intermolecularesPUENTE de hidrógeno
11.2
El PUENTE de hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre ellos y el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N, o F.
A H…B A H…Ao
A y B son N, O, o F
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FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas
En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.
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Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión de Lodon o Transitivas
Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales (MOMENTANEOS) inducidos en átomos o moléculas
11.2
Interacción ion-dipolo inducido
Interacción dipolo-dipolo inducido
Dipolo inducido
Dipolo inducido
Catión
Dipolo
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FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo:
CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3
También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.
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file:///C:/DOCUME~1/alumnos/CONFIG~1/Temp/Rar$EX00.844/bonding1.html
file:///C:/DOCUME~1/alumnos/CONFIG~1/Temp/Rar$EX00.141/periodicTbl2.html
http://www2.uah.es/edejesus/interactivos/VSEPR/ejercicios.htmReconocimiento de geometría
http://web.visionlearning.com/custom/chemistry/animations/CHE1.7-an-H2Obond.shtml agua
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2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?
3. Predice el tipo de enlace que ocurre entre el hidrógeno y el flúor.
H-FEN H: 2.1EN F: 4.0