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Masa atómica
La masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es el número total de protones y neutrones en el átomo.
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Isotopos
� Los isótopos son átomos del mismo elemento con diferentes masas.
� Los isótopos tienen diferente número de neutrones.
11
6C
12
6C
13
6C
14
6C
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� Los metales tienden a formar cationes.
� No metales tienden a formar aniones.
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Carga nuclear efectiva
� En un átomo de varios electrones, los electrones son a la vez atraídos por el núcleo y rechazado por otros electrones.
� La carga nuclear que experimenta un electrón depende de ambos factores.
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Carga nuclear efectiva
Zeff = Z − S
donde Z es el número atómico y S es una constante, generalmente cercana al número de electrones internos.
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Cual es el tamaño de un átomo?
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos unido covalentemente.
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Energía de ionización� La energía de ionización es la cantidad de
energía necesaria para separar un electrón desde el estado fundamental de un átomo gaseoso o de iones.
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Tendencia de la primera energía de ionización
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Afinidad electrónica
Es el cambio de energía que acompaña a la adición de un electrón a un átomo gaseoso:
Cl + e− → Cl−
En general, la afinidad electrónica se hace más exotérmica a medida que avanza de izquierda a derecha en una fila.
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ElectronegatividadLa electronegatividad de un átomo en una moléculaestá relacionada con su potencial de ionización y suafinidad electrónica:
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa yun potencial de ionización elevado, atraerá electrones deotros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electronesante atracciones externas; será muy electronegativo.
R.S. Mulliken: promedia los valores del potencial deionización y afinidad electrónica de un elemento:
XM = 0,0085 (P.I. + A.E.)
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Enlaces químicos
� Tres tipos de enlace:◦ Iónico� Atracción electrostática
entre iones
◦ Covalente� Compartiendo electrones
◦ Metálico� Átomos metálicos
enlazados a otros átomos.
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Energía del enlace iónico
Energía necesaria para remover electrones del átomo de sodio: 495 kJ/mol.
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Energía reticular
La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
La energía asociada a las interacciones electrostáticas se rige por la ley de Coulomb:
Eel = κQ1Q2
d
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� Energía reticular incrementa con la carga sobre los iones
• También aumenta con la disminución del tamaño de los iones.
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� Aumento en el valor de la segunda energía de ionización: “regla del octeto.”
• ¡Los metales, por ejemplo, tienden a dejar de perder electrones una vez que alcanzan una configuración de gases nobles!
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Enlace covalente
� En los enlaces covalentes los átomos comparten electrones.
� Hay varias interacciones electrostáticas en estos enlaces:◦ Atracciones entre los
electrones y los núcleos
◦ Repulsiones entre los electrones
◦ Repulsiones entre los núcleos
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Enlaces covalentes polares
� Aunque a menudo se forman los compuestos debido a que los átomos tienen electrones compartidos, los electrones no siempre se repartirá a partes iguales.
• El flúor desplaza la densidad electrónica que comparte con el hidrógeno, aumentando su carga parcial.
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� Cuando dos átomos comparten electrones desigual, se produce un dipolo de bonos.
� El momento dipolar, µ, producido por dos cargas iguales pero opuestas separadas por una distancia, r, se calcula:
µ = Qr
� Unidades de µ: debyes (D).
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Enlace covalente polar
Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polar es el enlace.
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Estructuras de Lewis
Las estructuras de Lewis son representaciones de las moléculas que muestran todos los electrones, aquellos enlazantes y no enlazantes.
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Proponiendo estructuras de Lewis
1. Hallar la suma de todos los electrones de valencia de los átomos en el ión poli atómico o molécula.
2. Si es un anión, añadir un electrón por cada carga negativa.
3. Si es un catión, restar un electrón por cada carga positiva.
PCl3
5 + 3(7) = 26
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2. El átomo central es el elemento menos electronegativo que no es hidrógeno. Conectar los átomos exteriores a este por enlaces simples.
Electrones que sobran :
26 - 6 = 20
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3. Complete los octetos de los átomos externos.
26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2
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4. Complete el octeto del átomo central.
26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2; 2 - 2 = 0
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5. Si te quedas sin los electrones antes de que el átomo central tenga un octeto ...
Formar enlaces múltiples ... hasta que lo haga.
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� Finalmente, asigne cargas formales.
◦ Por cada átomo, se cuentan los electrones en pares libres y la mitad de los electrones que comparte con otros átomos.
◦ Reste este valor de su número de electrones de valencia del átomo: la diferencia es su carga formal.
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� La mejor estructura de Lewis…◦ …es aquella con las cargas más pequeñas.
◦ …situa una carga negativa en el átomo más electronegativo.
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Resonancia
Estructura de Lewis para el ozono, O3.
-
+
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Resonancia
� Pero esto está en contradicción con la verdadera estructura, observado de la capa de ozono, en la que ...◦ …Los enlaces O-O tienen la
misma longitud.◦ …Los átomos de oxígeno
externos tienen una carga de -1/2.
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Resonancia� Una estructura de Lewis no puede describir con
precisión una molécula como el ozono.
� Usamos múltiples estructuras, las estructuras de resonancia, para describir la molécula.
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Resonancia� Los electrones que forman el segundo enlace CO en
los dobles enlaces de abajo no siempre se ubican entre el C y O, sino que se pueden “mover” entre los dos átomos de oxígeno y el carbono.
� Ellos no están localizados, son deslocalizados.
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Resonancia� El compuesto orgánico,
C6H6, tiene dos estructuras resonantes.
� Comúnmente se representa como un hexágono con un círculo en el interior para simbolizar a los electrones deslocalizadosen el anillo
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Excepciones a la regla del octeto
� Hay tres tipos de iones o moléculas que no siguen la regla del octeto:◦ Los iones o moléculas con un número impar
de electrones
◦ Los iones o moléculas con menos que un octeto
◦ Los iones o moléculas con más de ocho electrones de valencia (un octeto expandido)
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Número impar de electrones
Aunque es relativamente poco frecuente y suele ser bastante inestable y reactivo, hay iones y moléculas con un número impar de electrones.
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Menos de ocho electrones
� Considere BF3:◦ Dando boro un octeto lleno coloca una carga negativa
en el boro y una carga positiva en flúor.
◦ Esto podría no ser una representación precisa de la distribución de los electrones en BF3.
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Menos de ocho electrones
Por lo tanto, las estructuras que ponen un enlace doble entre el boro y flúor son mucho menos importantes que el que deja de boro con sólo 6 electrones de valencia.
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Menos de ocho electronesLa lección es: si el llenado del octeto resulta en
situar una carga negativa en el átomo central y una carga positiva en el átomo más electronegativo exterior, no se debe rellenar el octeto del átomo central.
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Más de ocho electrones
� La única forma en que PCl5puede existir: fosforo con 10 electrones alrededor de este.
� Se permite ampliar el octeto de átomos de la tercera fila o más abajo.
� Es de suponer que los orbitales d en estos átomos participan en el enlace.
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Más de ocho electronesA pesar de que se puede dibujar una estructura de Lewis para el ion fosfato que tiene sólo 8 electrones alrededor del fósforo central, la mejor estructura pone un doble enlace entre el fósforo y uno de los oxígenos.
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Más de ocho electrones� Esto elimina la carga en el fósforo, y la carga en uno
de los oxígenos.� La lección es: cuando el átomo central de la fila 3 o
por debajo, la ampliación de su octeto elimina algunas de los cargos formales.
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Fuerza del enlace covalente
� La fuerza de un enlace se mide mediante la determinación de la cantidad de energía necesaria para romper el enlace.
� Esta es la entalpía enlace.
� La entalpía de enlace para Cl-Cl, es 242 kJ/mol.
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Entalpías de enlace
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Entalpías de enlace
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Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion(VSEPR)
Ó TREPEV (teoría de repulsión de los pares electrónicos de valencia)
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Modelo VSEPR (I)
� Para determinar la forma de una molécula se deben distinguir sobre el átomo central:
- los electrones de los pares libres o pares no enlazantes,
- los electrones de enlace o pares enlazantes (entre los átomos unidos).
� Se define la geometría de los dominios de electrones por la posición en el espacio de TODOS los pares de electrones (de enlace y no enlazantes)
� Los electrones adoptan una localización en el espacio de manera de minimizar la repulsión e- e-.
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Modelo VSEPR (II)
� Para determinar la geometría de los dominios deelectrones:
◦ Dibujar la estructura de Lewis de la molécula,◦ contar el número total de pares de electrones
alrededor del átomo central.◦ acomodar espacialmente los pares de electrones para
minimizar la repulsión e--e-.◦ contar los enlaces múltiples como una única región.
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Modelo VSEPR (III)
� Para determinar la geometría molecular sólo se tiene en cuenta la geometría de los átomos.
� La intensidad de la repulsión se ordena según:par libre-par libre > par libre- par de enlace> par de enlace- par de enlace
104.5O
107O
NH
HH
C
H
HHH
109.5O
OHH
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Ejemplo:
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Formulas químicas
El subíndice a la derechadel símbolo de un elementoindica el número de átomosde dicho elemento en unamolécula del compuesto.
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Formulas químicas
Compuestos moleculares: constituidos por moléculas, que casi siempre contienen elementos no metálicos solamente.
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Moleculas diatómicas
Estos siete elementos existen de forma natural como moléculas que contienen dos átomos.
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Tipos de formulas
� Las fórmulas empíricas dan la más baja relación de números enteros de átomos de cada elemento en un compuesto.
� Fórmulas moleculares dar el número exacto de átomos de cada elemento en un compuesto.
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Tipos de formulas
� Fórmulas estructurales: representan el orden en que los átomos están unidos.
� Representaciones en perspectiva: disposición tridimensional de los átomos en un compuesto.
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Aniones comunes
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Nomenclatura inorgánica
� Escribir el nombre del catión.
� Si el anión es un elemento, cambiar su terminación a -uro, si el anión es un ion poliatómico, simplemente escribe el nombre del ion poliatómico.
� Si el catión puede tener más de una carga posible, escriba la carga como un número romano entre paréntesis.
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Patrones en la nomenclatura oxianión
� Cuando hay dos oxianiones que implican el mismo elemento:
◦ Aquel con un menor número de oxígenos termina en -ito.
� NO2− : nitrito; SO3
2− : sulfito
◦ Aquel con más oxígenos termina en -ato.
� NO3− : nitrato; SO4
2− : sulfato
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Patrones en la nomenclatura oxianión
� Aquel que es segundo en la menor cantidad de oxígenos en -ito.
– ClO2− : clorito
� Aquel que es segundo en la mayor cantidad de oxígenos en -ato.
– ClO3− : clorato
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� Aquel con un menor número de oxígenos tiene el prefijo hipo- y termina en -ito.
– ClO− : hipoclorito
� Aquel con un mayor número de oxígenos tiene el prefijo per- y termina en -ato.
– ClO4− : perclorato
Patrones en la nomenclatura oxianión
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Nomenclatura de ácidos
� Si el anión en el ácido termina en -uro, cámbielo por –hídrico y la palabra ácido al principio.◦ HCl: Ácido clorhídrico
◦ HBr: Ácido bromhídrico
◦ HI: Ácido yodhídrico
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Nomenclatura de ácidos
� Si el anión en el ácido termina en -ito, cámbielo por –oso. Anteponga la palabra ácido.◦ HClO: Ácido hipocloroso
◦ HClO2: Ácido cloroso
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Nomenclatura de ácidos
� Si el anión en el ácido termina en -ato, cámbielo por -ico. Anteponga la palabra ácido.◦ HClO3: Ácido clórico
◦ HClO4: Ácido perclórico
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Nomenclatura de compuestos binarios
� El átomo menos electronegativo suele puesto en primer lugar.
� Un prefijo se utiliza para denotar el número de átomos de cada elemento en el compuesto (mono- no se utiliza en el primer elemento en la lista).