CONCLUSIONES DE ENLACE QUIMICO (25557)

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CONCLUSIÓN:
ENLACE QUÍMICO: Es la unión entre átomos
El enlace químico se divide en 3:
a) Enlace iónico: Generalmente se da entre un metal que cede electrones y un no
metal que acepta electrones. Por ejemplo NaCl, en este caso el sodio cede su
único electrón de la última capa y el cloro lo acepta para completar su octeto.
b) Enlace covalente: Generalmente es la unión de un no metal más un no metal,
se unen porque tienen la misma electronegatividad y no hay ganancia ni
pérdida de electrones sino que los comparten para formar la ley del octeto. Por
ejemplo Cl2. El átomo de cloro tiene siete electrones en su último nivel de
energía y se une con otra molécula de cloro en la misma situación y ambos
comparten su electrón para formar el octeto y ser estables cloro.
El enlace covalente a su vez se divide de acuerdo a su polaridad (polaridad es
cuando el átomo tiene un polo positivo y un polo negativo en:
 Covalente polar: Se da cuando los átomos que se unen son diferentes o
la electronegatividad es diferente. Por ejemplo HF tienen diferente
electronegatividad, el F queda con carga negativa y el H con carga
positiva
 Covalente no polar: Se da cuando los átomos que se unen son iguales
o la electronegatividad es igual
 Covalente coordinado o dativo: se forma cuando un átomo tiene su
orbital vacío y no tiene electrones que dar y el otro átomo proporciona
los electrones para unirse
c) Enlace metálico: Es la unión entre un metal más un metal. Los metales tienen
núcleos débiles por lo cual los electrones de sus orbitales se sueltan fácilmente
formando una nube de electrones. Al salir los electrones del átomo este queda
cargado positivamente y ahora atrae a los electrones de la nube y a esta fuerza
se le llama enlace metálico.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Son fuerzas de atracción entre moléculas con enlace covalente. Estas fuerzas también
son llamadas de Van der Waals en honor del físico holandés Johannes Van der Waals,
quien fue el primero en postularlas. Estas fuerzas ejercen influencia entre sólidos y
líquidos, es decir son más fuertes entre solidos porque sus moléculas están muy
unidas y un poco menos fuertes en líquidos. De estas dependen sus puntos de
ebullición, entre más fuertes sean las fuerzas mayor temperatura se necesita para
separar sus moléculas. Se dividen en:
a) Puentes de hidrogeno: Se da entre el H y un elemento con mayor
electronegatividad formando puentes de hidrogeno. Ocurren cuando se
establece una fuerza de atracción entre el átomo de hidrogeno parcialmente
positivo y un par de electrones sin compartir de otro átomo (N, O, F). Por
ejemplo entre varias moléculas de H2O, de NH3, HF.
En el caso del agua, en una molécula de agua el oxígeno por ser muy
electronegativo (3.5) atrae fuertemente a los Hidrógenos que tienen carga
positiva (es menos electronegativo 2.1) de otra molécula de agua y así
sucesivamente, es decir se crean dipolos-dipolos pero muy fuertes debido a la
gran electronegatividad de algunos elementos como el oxígeno, flúor, nitrógeno
b) Fuerzas dipolo-dipolo: Actúan en moléculas polares neutras, las moléculas se
atraen unas con otras cuando el extremo positivo de una molécula está en
contacto con el extremo negativo de otra. Las fuerzas dipolo-dipolo son
efectivas sólo cuando las moléculas están muy próximas, (las de puente de
hidrogeno son muy fuertes por eso se les dio este nombre especial). Por
ejemplo HCl, el Cl tiene una electronegativa de 3.5 y se polariza de forma
negativa y el H de se polariza de manera positiva, cuando hay más moléculas
se van uniendo el polo negativo de una con el polo positivo de la otra formando
un dipolo y así sucesivamente.
c) Fuerzas de London. Fueron propuestas por Fritz London, quien reconoció que
el movimiento de los electrones en un átomo o en una molécula pueden crear
un momento bipolar instantáneo. Estas fuerzas se dan cuando las moléculas
son no polares. La fuerza de London es una dispersión, es decir cuando los
átomos pierden su simetría volviéndose asimétricos se generan un dipolo
instantáneo, es decir las fuerzas de London son dipolos instantáneos, es
cuando una molécula no polar se convierte momentáneamente en polares. Por
ejemplo molécula de Cl2, estarían como Cl – Cl sin cargas (porque son no
polares) pero las fuerzas de London generan que haya una distorsión en su
simetría y que de repente quede un Cl+ positivo momentáneamente y el otro
como Cl- negativo generando un dipolo (cargas positivas y negativas).
VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN
Valencia se define como la capacidad de un átomo para combinarse con otro átomo.
El número de electrones obtenidos, perdidos o compartidos para formar un octeto nos
muestra directamente la capacidad de combinación del elemento, es decir, su
valencia.
Por ejemplo el NaCl el sodio tiene un electrón en su última capa y lo cede al cloro que
tiene siete electrones en su última capa y le hace falta uno para completar el octeto en
vez de perder siete electrones por lo tanto el Na como el electrón tiene una valencia
de uno debido a que tienen solo una capacidad de combinación.
Para calcular la valencia en los electrones que poseen más de 4 electrones de
valencia, se pone el valor de 8 por el octeto y se resta los electrones de valencia y el
resultado es el número de valencia.
Ejemplos:
El Flúor tiene 7 electrones de valencia en su última capa entonces restamos: 8 – 7=
1, es decir el F tiene valencia de 1
El Oxigeno tiene 6 electrones de valencia en su última capa, entonces restamos 8 – 6
= 2, es decir el O tiene valencia de 2.
Para calcular la valencia de los átomos que tienen menos de 4 electrones de valencia
en su última capa, su valencia va a ser los electrones que contienen en dicha capa.
Por ejemplo: El sodio posee 1 electrón de valencia por lo tanto la valencia del sodio es
uno.
La valencia de un elemento no indica su naturaleza eléctrica o carga en un compuesto
químico. Por conveniencia, para indicar la naturaleza eléctrica o carga en un
compuesto químico o en un ión, se utiliza el término “número de oxidación”,
definiéndose como la carga que un átomo muestra cumpliendo con ciertas reglas.
Estado de oxidación:
Son números asignados a elementos en una formula química de acuerdo a las
siguientes reglas:
Regla no. 1: los átomos en su estado basales decir que no están combinados tienen
número de oxidación cero
Por ejemplo Fo , Br0,, Ca0
Regla no.2: El número de oxidación de un ión simple es igual a la carga de ese ión.
Por ejemplo Na+, Mg+2, S-2, Br-, por lo tanto el número de oxidación de Na es +1, Mg +2,
S es -2 y del Br es -1.
Regla no. 3: Todos los elementos que se encuentran en el grupo IA de la tabla
periódica tienen un número de oxidación de +1, todos los elementos del grupo IIA
tienen un número de oxidación de +2, e incluso todos los elementos del grupo IIIA
tienen un número de oxidación de +3
Por ejemplo NaCO3
Sr (NO3)2
CaCl2
El no. De oxidación del Na es +1 porque se encuentra en el grupo IA
El no. De oxidación del Sr es +2 porque se encuentra en el grupo IIA
El no. De oxidación del Ca es +2 porque se encuentra en el grupo IIA
Regla 4: El átomo de H siempre va a tener un número de oxidación de +1
Por ejemplo HCl
H3PO4 El no. De oxidación del Hidrógeno es +1
Regla 5: el no. De oxigenación es -2 con excepción de peróxidos que es -1.
Por ejemplo: CaO ( O = -2), H2O (O = -2), y el peróxido de hidrogeno H2O2 (O = -1)
Regla no. 6: La suma de los no. de oxidación de todos los átomos en un compuesto
es igual a cero. Por ejemplo K2CO3
K = +1 x 2 = +2
C= +4 x 1= +4
O= -2 x 3= -6
TOTAL
+6 -6 = 0
Regla no. 7 La suma delos no. de oxidación de todos los átomos en un ión poli
atómico es igual a la carga del ión.
Por ejemplo: (HPO4)-2
H = +1 x 1 = +1
P = +5 x 1 = +5
O = -2 x 4 = -8
TOTAL
= -2
que es la carga del ión
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