ENLACE QUÍMICO Es la unión de dos o más átomos por medio de sus electrones de valencia, quienes son responsable de la fuerza que los mantiene unidos. Regla del octeto.- consiste en la tendencia de los átomos de adquirir 8e - en la capa de valencia y alcanzar configuración de gas noble (Ne, Ar, Kr, Xe, Ra) al formar enlaces químicos. Exceptuando a H y Li que adquieren 2e- en sus capas de valencia y alcanzan configuración del gas noble He. Energía de enlace.- Es la energía mínima necesaria para romper o formar un enlace químico. Notación de puntos de Lewis.- el número de puntos que representa a los electrones de valencia es igual al número romano del grupo representativo al que pertenece el elemento, con la unica excepción del helio (•He•) que pertenece a VIII A.
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ENLACE QUÍMICO
Es la unión de dos o más átomos por medio de sus electrones de valencia, quienes son responsable de la fuerza que los mantiene unidos.
Regla del octeto.- consiste en la tendencia de los átomos de adquirir 8e- en la capa de valencia y alcanzar configuración de gas noble (Ne, Ar, Kr, Xe, Ra) al formar enlaces químicos. Exceptuando a H y Li que adquieren 2e- en sus capas de valencia y alcanzan configuración del gas noble He.
Energía de enlace.- Es la energía mínima necesaria para romper o formar un enlace químico.
Notación de puntos de Lewis.- el número de puntos que representa a los electrones de valencia es igual al número romano del grupo representativo al que pertenece el elemento, con la unica excepción del helio (•He•) que pertenece a VIII A.
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS
Enlace Interatómicos
Iónico
Covalente
Metálico
Enlace Intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo
Fuerzas de dispersión
ENLACE IÓNICOFuerza electrostática que mantiene unidos un catión y un
anión
Características de los compuestos iónicos
1.. Se forman a partir de la combinación de un metal y un no metal. Pues, los metales forman cationes y los no metales, aniones. Ejemplo: Na (metal) + Cl (no metal) = Na+ + CL- = NaCl
2.- Por lo general tienen alta diferencia de electronegatividad, ∆EN.Ejemplos: LiF MgCl2 ALCL3
3.- Poseen bajos puntos de fusión. Sin embargo, a temperatura ambiente hay compuestos sólidos, líquidos y gaseosos.Ejemplos:
pf P4O10 = 420 °C ; pfH2O = 0 °C ; pebNH3 = -33,4 °C (sólido) (líquido) (gas)4- La mayoría son insoluble en agua a temperatura ambiente.
5.- Por lo general, no conducen la electricidad.
6.- Constan de unidades discretas llamadas moléculas.
Clasificación del enlace covalenteSegún el número de pares de electrones compartidos en: Enlace simple: HCl; H-Cl. Enlace doble: CO2 ; O = C = O Enlace triple: HCN ; H _ C = NSegún el aporte de los electrones del enlace:Enlace covalente normal; los electrones provienen de ambos átomos por igual. Ejemplo: H2; H:HEnlace covalente dativo o coordinado; resulta del aporte del par de electrones proveniente de uno de los átomos.Ejemplo: HClO2 ; O Cl –O –H HNO3 ; O N O H O Según la polaridad del enlace:Polaridad; es la distribución desigual de los electrones compartidos en el enlace. El átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones en el enlace.De acuerdo a esta definición los enlaces covalentes pueden ser polar o apolar.
PARÁMETROS DE LA ESTRUCTURA MOLECULAR
Energía de enlace (E.E.).- es la energía que interviene en la ruptura o formación de un enlace. También se le conoce como energía de disociación y se mide en Kilojoule por mol (Kj/mol).Ejemplo: E.E. triple > E.E. doble > E.E. simple C C C C C C 812 Kj/mol 620 KJ mol 347 Kj/mol
Longitud de enlace L.E..- es la distancia promedio entre los centros de los núcleos de dos átomos enlazados. Se mide en Ängstrom (A°), cuya equivalencia en centímetros es: 1 A° = 1•10-8 cm.Ejemplo: L.E. simple > L.E. doble > L.E. triple C –C C = C C = C 1,54 A° 1,34 A° 1,20 A°
Ángulo de enlace.- es el ángulo formado por las líneas que unen los centros de losnúcleos de dos átomos con el centro del núcleo del átomo central.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOSHibridación.- es la combinación de los orbitales de la capa de valencia de los átomos para generar un grupo de orbitales distintos llamados orbitales híbridos.Tienen por finalidad: incrementar la capacidad de combinación y :hacer cumplir con el ángulo de enlace experimental.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS.
Valencia.- capacidad de combinación química de un elemento.
Número de oxidación.- es un número relativo que indica la carga eléctrica real o aparente que adquieren los átomos al formar enlaces químicos, iónicos o covalentes respectivamente.
Reglas del Número de Oxidación (N.O.).1. Los elementos libres , es decir, en estado no combinado,
presentan cada átomo con N.O. igual a cero ( 0 ). Ejemplo: Fe = 0 ; N2 = ( :N = N: ) = ( N.O.N=0 , N.O.N= 0) = 02. El oxígeno, en la mayoría de los compuestos tiene N.O. = 2 excepto en los peróxidos, N.O. = -1 y en el OF2 = +23. El hidrógeno, por lo general tiene N.O. = 1, excepto en los
hidruros metálicos el N.O. = -1.4. Todo compuesto es neutro, la suma del N.O. da 0. Ejemplo: MgO = ( Mg = O ) = ( N.O.Mg = +2 , N.O.O = -2) = ( +2) + (-
2) = 05. En un ión poliatómico, la suma de los N.O. de sus átomos es
igual a la carga iónica. En un ión monoatómico, el N.O. es igual a su carga relativa, Ejemplo:
ión hidronio = H3O+ = (3 N.O.H = 3 x +1 + N.O.O = -2) = (3 x 1)
+ (-2)= +1
Ejercicios. Cálculo del Número de oxidación de cada elemento en;
a. la molécula de un compuesto.NH3
1°.- determinar los N.O. de los elementos de referencia, en este caso el hidrógeno, N.O.H = +12°.- considerando, que según. la regla del número de oxidación todo compuesto es neutro, podemos escribir la siguiente ecuación;Si: N.O. N = ? ; N.O.H = +1 , luego: Ecuación: N.O.N + 3 N.O.H = 0 3° .- Reemplazando: N.O.N + (3 x +1) = 04°.- Por lo tanto: N.O.N es -3
b. un anión poliatómico:HPO4
-2 1°.- N.O.H = +1 , N.O.O = -2 , N.O.P = X2°.- N.O.H + N.O.P + 4 x N.O.O = -23°.- + 1 + X + 4 x -2 = -24°.- N.O.P = X = +5
FORMULACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
En la FÓRMULA de:La molécula de un compuesto inorgánico; se anotan los símbolos de los elementos que forman la molécula de izquierda a derecha, comenzando por el catión y luego el anión, cada uno con su respectivo subíndice que indican el número de átomos de ese elemento en la molécula. Ejemplo: símbolo del átomo de aluminio
AlCl3 subíndice (3 átomos)
Símbolo del átomo de cloro
del ión de una molécula inorgánica; se mantiene la nomenclatura de la molécula inorgánica, pero además se anota la carga eléctrica del ión en números árabe al lado superior derecho.Ejemplo: carga del anión Cr2O7
-2
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Consiste en dar a cada compuesto un nombre distinto y que cada nombre pertenezca a un solo compuesto.
I.- Nomenclatura Funcional o clásica.- consiste en nombrar los compuestos de acuerdo a la función inorgánica: óxido, hidruro, hidróxido, acido, etc.
Utiliza raíces de los nombres de los elementos con prefijos y sufijos, colocando antes la denominación de la función.
II.- Nomenclatura Común o Antigua.- es la denominación convencional que no se ajusta a reglas, se usan por ser simples y por costumbre.
Ejemplos: H2O agua NaOH soda cáustica NH3 amoniaco CaO cal viva CO2 hielo seco Ca(OH)2 cal apagada SiO2 sílice NaCL sal de mesaIII.- Nomenclatura Sistemática o Stock.- es la recomendada por la IUPAC. La versión más reciente de reglas IUPAC data de 1990.Nombra los compuestos de acuerdo a la función inorgánica: óxido, hidruro, hidróxido, acido, etc., seguido de la preposición “de” el nombre del elemento con el número de oxidación en romano y entre paréntesis.
nombre del compuesto: de ( N.O. en romano)
Ejemplo: PbO óxido de plomo (II) N.O.Pb = +2 PbO2 óxido de plomo (IV) N.O.Pb = +4
funciónNombre del elemento
CLASIFICACIÓN CLASICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
Compuestos inorgánicos
Binarios
Óxidos
Óxidos básicos
Anhídridos
Hidrogenados
Ácidos
hidruros
Peróxidos
sales
Ternarios
Ácidos
Hidróxidos
Salespoliátomicos
CLASIFICACIÓN STOCK DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
Compuestos inorgánicos
Binarios
Óxidos
Óxidos básicos
Óxidos ácidos
Hidrogenados
hidrácidos
HidrurosSales
peróxidos
Ternarios
Ácidos
Hidróxidos
Sales
Poliatómicos
Oxácidos
oxidosbásicos
COMPUESTOS BINARIOS
ÓXIDOS BÁSICOS: compuestos formado por la combinación del
oxígeno con un metal. Reacción química: oxígeno + metal = óxido básico Ecuación química: O2 + M = MnOm
Ejemplo: Reacción química: oxígeno + calcio = óxido básico Ecuación química: 1/2 O2 + Ca = CaO
Nomenclatura, común: cal viva
clásica: óxido cálcico
Stock: óxido de calcioEcuación Química
Fórmula
Nomenclatura Común
Nomenclatura Clásica
Nomenclatura Stock
2 Cu + ½ O2 Cu2O Cuprita Óxido cuproso Óxido de cobre (I)
Cu + ½ O2 CuO Tenorita Óxido cúprico Óxido de cobre (II)
2 Al + 3/2O2 Al2O3 Alúmina o Corindón
Óxido alumínico Óxido de aluminio (III)
ÓXIDOS ÁCIDOS: compuestos formado por la combinación del oxígeno con un no-metal.
