UNIONES QUIMICAS RESUMIDO
NOMENCLATURA
Son justamente los electrones de valencia los que determinarán el tipo de enlace químico que unirá a la molécula, es decir que, según los electrones de valencia podremos saber a grandes rasgos de que forma se unirá un atomo a otro, y qué características tendrá dicho enlace.
El enlace químico es el resultado de las interacciones atractivas entre los núcleos atómicos y los electrones, que superan energéticamente a las interacciones de repulsión de los electrones entre sí y también entre los núcleos.
Para simplificar, puedes reconocer que hay básicamente tres modelos de enlace: iónico, covalente y metálico.
Enlace iónico: el enlace iónico se basa en la atracción electrostática que ocurreentre átomos que tienen cargas eléctricas opuestas entre sí, por lo que suele darse en átomos poco electronegativos y atomos muy electronegativos, además claro de que uno deberá ser capaz de ceder electrones, y el otro de aceptarlos, como por ejemplo el cloruro de sodio es un elemento con enlace iónico
Características de los enlaces iónicos
• Se forma entre un metal y un no metal.
• Los metales pierden electrones y el no metal capta electrones.
• Se forman iones cargados positivamente y negativamente, lo que hace que el compuesto iónico en su totalidad sea neutro.
Formacion de enlace ionico
Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.
Enlace Covalente:
Un enlace covalente se produce por el compartimiento de electrones entre dos o más átomos. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.
caracteristicas
• Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos.
• Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Si consideras el átomo de oxígeno, cuya configuración electrónica (8) es 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, hay dos orbitales “p” que contienen solo un electrón y pueden ser compartidos para formar una unión o enlace doble en la molécula O2 (según puedes ver en el esquema a). Observa que cada átomo de O cumple con la regla del octeto, compartiendo electrones con el otro y alcanzando 8 electrones, estructura característica de la configuración externa del gas noble Ne (esquema b). En el esquema c se muestra otra estructura más simple, donde cada par electrónico es representado por un trazo.
Existen tres tipo de enlace covalente que son: el polar,no polar y coordinado
No polar: Cuando la electronegatividad de los compuestos que se unen son cuantitativamente iguales, o muy cercanos por ello los electrones se mantienen cerca de los dos núcleos de forma que no existe un extremo más polar que otro.
El hidrogeno es el primer elemento que presenta este tipo de enlace, por ejemplo cuando dos átomos comparten sus electrones, ambos adquieren la configuración del helio: 1s²
Átomo de hidrogeno átomo de hidrogeno electrones compartidos
Se deduce entonces que un enlace covalente no polar, es aquel que se lleva acabo cuando se unen dos átomos iguales; y por lo mismo con la misma electronegatividad.
El enlace covalente polar: ocurre entre átomos diferentes. No existe una compartición electrónica simétrica, dada la diferencia de electronegatividades existentes. Siempre hay un átomo que es más electronegativo que otro y es el que atrae hacia si el par de electrones.
El enlace es mas polar cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades entre los átomos participantes.
Enlace covalente coordinado
El “enlace covalente coordinado”, o también denominado “dativo”, no es una clase diferente de enlace, sino que corresponde a un enlace covalente común que se origina cuando un átomo aporta un par electrónico en un orbital y el otro átomo dispone solamente de un orbital vacío.
En este caso es uno de los átomos el que sede los dos electrones, y el otro solo ofrece el espacio para acomodarlos. Una vez formado un enlace covalente coordinado, no se distingue de los demás; no es mas que un par de electrones compartidos.
Enlace metálico
En metales, los electrones están deslocalizados en la totalidad de su estructura, esto hace que los átomos se mantengan unidos con una gran fuerza de atracción a través de lo que se llama enlace metálico.
Caracteristicas:
• La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores del calor y la electricidad.
• La gran fuerza de atracción es la responsable de la resistencia del metal.
• Los metales también poseen brillo ya que sus electrones tienen la capacidad de absorber energía de la radiación y liberarla en forma de
• fotones de luz visible que nos dan esa sensación característica de brillo.
• En el metal, los átomos pueden deslizarse unos sobre otros, sin romper ningún enlace específico. Gracias a esto y aplicando una fuerza sobre el metal, es posible hacer alambres o hilos (dúctil) y formar láminas (maleables).
EJERCICIOS
1.
Dadas las
siguientes moléculas: CH4, Cl2, CO2, CH3OH; AlCl3,
a)
dibujar
la estructura de Lewis de cada una de ellas.
b)
Alguna de
ellas posee enlaces polares, de ser así cuáles átomos están involucrados en ese
tipo de enlaces.
c)
¿qué
fuerzas intermoleculares estarán presentes entre moléculas de cada compuesto en
estado líquido?
2.
Explicar
utilizando fuerzas intermoleculares la variación de los puntos de ebullición en
los siguientes compuestos.
propiedades................................masa molecular(uma)............momento dipolar.(D).......punto de ebullición (°K)
propano....................................................44.........................................0.1.....................................231
dimetil éter...............................................46.........................................1.3....................................248
cloruro de metilo....................................50............................................2.0...................................249
acetaldehído..........................................44.............................................2.7.....................................294
propiedades................................masa molecular(uma)............momento dipolar.(D).......punto de ebullición (°K)
propano....................................................44.........................................0.1.....................................231
dimetil éter...............................................46.........................................1.3....................................248
cloruro de metilo....................................50............................................2.0...................................249
acetaldehído..........................................44.............................................2.7.....................................294
3. Los puntos de ebullición de los haluros de
hidrógeno son los siguientes:
HF HCl HBr HI
PUNTO DE EBULLICIÓN EN |°C 19,51........-85...........-66...........-35
HF HCl HBr HI
PUNTO DE EBULLICIÓN EN |°C 19,51........-85...........-66...........-35
a)
Justificar
porque el HF tiene un pto de ebullición tan elevado, usando fuerzas
intermoleculares
b)
¿Qué tipo
de interacciones moleculares se
establecerán entre las moléculas de los otros haluros de hidrógeno y por qué su
punto de ebullición aumenta a medida que descendemos en el grupo?
4. Indicar que tipos de unión
química tendrán los siguientes compuestos, indicando para cada uno de ellos, el
diagrama de Lewis.
a) BaCl
b) HCl
c) Na2O
d) I2
e) BF3
5. Sean los siguientes compuestos
Compuesto
|
MgO
|
BaO
|
I2
|
Br2
|
HI
|
T° Fusión °C
|
2802
|
1923
|
114
|
-7
|
-51
|
Explicar,
basándose en los tipos de enlace, las diferencias entre los puntos de fusión.
Cuáles se disolverán mejor en agua.
6. A medida que las fuerzas dipolo dipolo son más
fuertes,
a. El punto de fusión disminuye
b. El punto de ebullición aumenta
c. La molécula se hace menos polar.
d. Ninguna de las anteriores es correcta.
7. Nombrar los siguientes compuestos:
a) Fe2(SO4)3
b) KClO
c) Al(NO3)3
d) HBrO4
e) Ag2O
f) Na2SO3
g) MgCO3
Nomeclaturas Quimicas.
¿Que es Nomeclatura?
es un conjunto de reglas que se utilizan para nombrar todas aquellas combinaciones que se dan entre los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, por sus siglas en inglés) es la máxima autoridad en nomenclatura, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes
existen 3 formas de nombrar la nomeclatura de los distos compuestos quimicos
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Oxidos
Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (el cual,normalmente, presenta un estado de oxidación -2) y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos,los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido,líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes. Por ejemplo, son óxidos óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas.
Hidróxido
Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos. El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).
Sales
La sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión. La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización. Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl. En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
Acidos
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y al ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
