enlace
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Enlace
Cuando átomos o iones se mantienen
fuertemente ligados, se hace referencia con
Enlace Químico a todas las fuerzas atractivas
que les mantienen unidos.
Tipos de Enlace :
Iónico: hace referencia a la fuerzas
electrostática que existe entre dos iones
de carga opuesta.
Covalente: es el resultado de que
electrones sean compartidos por dos átomos.
Metálico: en este tipo de enlace, cada
átomo se encuentra rodeado de varios
átomos, y los electrones de enlace son
libres de desplazarse a través de la red de
átomos.
Caracteristicas:
Sólidos de elevado punto de ebullición (𝑇𝑒𝑏 semejantes o mayores a 400°).
Muchos son solubles en solventes polares e insolubles en solventes no polares.
En estado fundido son conductores de la electricidad por estar compuestos de iones portadores de cargas.
Sus soluciones acuosas son buenas conductoras.
Si están formados por dos tipos de elementos, usualmente poseen características de metal y no metal.
Es la energía requerida para separar un
mol de un compuesto iónico en sus iones
en estado gaseoso.
Determinación directa:
Ley de Coulomb:
𝐸𝑃,12 = −𝑧1𝑒 𝑧2𝑒
4𝜋𝜀0𝑟12= −
𝑧1𝑧2𝑒2
4𝜋𝜀0𝑟12
Practica determinar la constante de
Madelung para una línea y una red
bidimensional de iones de carga opuesta
alternados ( 𝑧1 = 𝑧2 = 1 y 𝑧1 = 𝑧2 = 2)
Determinación
indirecta:
Ciclo de Born-Haber:
Caracteristicas:
Son gases, líquidos y sólidos de bajo punto
de ebullición (𝑇𝑒𝑏 semejantes o menores a 300°).
Muchos son solubles en solventes no polares e
insolubles en solventes polares.
En estado fundido no son conductores de la
electricidad.
Sus soluciones acuosas son usualmente
pobremente conductoras.
Si están formados por dos tipos de elementos,
usualmente poseen características de no
metal.
Es la capacidad que tiene un tipo de átomo
para atraer hacia si los electrones en un
enlace químico.
∆𝑋 = 𝑋𝐴 − 𝑋𝐵
• ∆𝑋 : diferencia de electronegatividad
• ∆𝑋 = 0: enlace covalente polar puro.
• 0 < ∆𝑋 < 2: enlace covalente polar.
• ∆𝑋 ≥ 2: enlace iónico.
¿Cuál es la diferencia
entre electroafinidad y
electronegatividad?
En los elementos libres (𝐻2, 𝑆8, 𝑒𝑡𝑐 ) cada uno de los átomos tiene numero de oxidación igual a cero.
Para iones compuestos de un solo átomo, el estado de oxidación será el estado de carga del ion. Los Me alcalinos tienen estado +1, los Me Alcalinotérreos +2, y el Al +3.
El O tiene principalmente estado de oxidación -2, en los peróxidos u ion peróxido -1. El F tiene estado de oxidación -1 en todos sus compuestos.
El H tiene estado de oxidación -1 si interacciona con Me y +1 si lo hace con no Me.
En una molécula neutra, la suma de sus números de oxidación tiene que ser cero y en los iones, idéntica a la carga del ión.
Los números o estados de oxidación hacen referencia
al valor de carga que tendría un átomo en una
molécula o compuesto iónico si los electrones
fueran completamente transferidos en la dirección
de la diferencia de electronegatividades.
Pasos:
Se representan los elementos usando sus símbolos químicos, generalmente el átomo central es el menos electronegativo, F e H van a los extremos.
Sume el numero total de electrones de valencia, si es anión sume las cargas negativas, en caso de ser catión reste las positivas.
Una por enlace simple los átomos circundantes al átomo central y complete sus octetos. Los electrones que no participen en los enlaces deben quedar representados por pares libres. El número total de electrones debe ser el determinado en el paso 2.
Si el octeto del átomo central no se completa, forme convenientemente enlaces dobles o triples entre el átomo central y los circundantes haciendo uso de los pares libres anteriormente citados.
La diferencia entre el número de electrones de
valencia en un átomo en estado libre y el número de
electrones que le es asignado en una estructura de
Lewis se denomina carga formal.
𝑄𝑓 𝐴 = 𝑁𝑎𝑙 −𝑁𝑒−𝑛𝑒 − (1 2 )𝑁𝑒−𝑑𝑒
• 𝑄𝑓 𝐴 : carga formal del átomo A en la
molécula.
• 𝑁𝑎𝑙: n° de electrones de valencia en el átomo
libre.
• 𝑁𝑒−𝑛𝑒: n° de electrones no enlazados.
• 𝑁𝑒−𝑑𝑒: n° de electrones de enlace
El fenómeno de resonancia hace referencia al uso de
dos o mas estructuras de Lewis para representar una
molécula en particular.
Longitud de enlace: es la distancia entre dos
núcleos enlazados en una molécula.
Octeto incompleto
En algunos compuestos el numero de electrones que
rodean al átomo central es inferior a 8.
Octeto expandido
En algunos compuestos el numero de electrones que
rodean al átomo central es superior a 8.
Numero impar de electrones
En algunos compuestos el numero total de
electrones es impar.
Geometría
Molecular
Teoría RPECV
Explica la distribución geométrica de los pares
electrónicos que rodean al átomo central en
términos de la repulsión electrostática entre
dichos pares.
Consideraciones:
• Los dobles o triples enlaces se pueden
considerar como simples.
• El modelo RPECV se puede aplicar a cada una
de las estructuras de una molécula con
resonancia.
𝑟𝑒𝑝𝑢𝑙𝑠𝑖𝑜𝑛
𝑝𝑎𝑟 𝑙𝑖𝑏𝑟𝑒 − 𝑝𝑎𝑟 𝑙𝑖𝑏𝑟𝑒
> 𝑟𝑒𝑝𝑢𝑙𝑠𝑖𝑜𝑛
𝑝𝑎𝑟 𝑙𝑖𝑏𝑟𝑒 − 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒 >
𝑟𝑒𝑝𝑢𝑙𝑠𝑖𝑜𝑛 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒 −𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒
