Presentación sobre enlace químico y nomenclatura

1. República Bolivariana de Venezuela
Instituto Universitario Politécnico
“Santiago Mariño”
Extensión: Ciudad Ojeda
Escuela: Ingeniería en Mantenimiento Mecánico
Enlace Químico-Nomenclatura
Alumno:
T.S.U. Rodolfo Sulbaran C.I.: 15.855.269
Ciudad Ojeda, 16 de Enero de 2015

2. ENLACE QUÍMICO
Interacción Física responsable de las
interacciones entre átomos, moléculas e iones,
que tiene una estabilidad en los compuestos
diatónicos(dos átomos del mismo elemento
químico) y poliatómicos (diferentes elementos
químicos).
Tipos de Enlace
- Enlace iónico: Se forma por la atracción electroestática de iones
de signo opuesto. Se forma por la transferencia de electrones de
elementos electropositivos a la nube electrónica de elementos
electronegativos.
- Enlace Covalente: Característico de uniones de elementos no
metálicos. Formado por compartición de pares de electrones entre
los átomos que se unen.
- Enlace Metálico: Se caracteriza por la movilidad de los electrones
de los átomos implicados en la red metálica.

3. ESTRUCTURA DE LEWIS
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por
primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
También llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de
Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis; es
una representación gráfica que muestra los pares de
electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de
electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones
adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento
exacto de electrones y constituyen una base importantes estabilidades
relativas.

4. Esta representación se usa para saber
la cantidad de electrones de valencia
de un elemento que interactúan con
otros o entre su misma especie,
formando enlaces ya sea simples,
dobles, o triples y estos se encuentran
en cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los
diferentes átomos de una determinada
molécula usando su símbolo químico y
líneas que se trazan entre los átomos
que se unen entre sí. En ocasiones,
para representar cada enlace, se usan
pares de puntos en vez de líneas. Los
electrones desapartados (los que no
participan en los enlaces) se
representan mediante una línea o con
un par de puntos, y se colocan
alrededor de los átomos a los que
pertenece.
ESTRUCTURA DE LEWIS

5. ELECTRONEGATIVIDAD
Es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos
frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando
forma un enlace químico en una molécula.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada
fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la
distancia promedio de los electrones de valencia con respecto
al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con
otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el
investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año
1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.
La teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace
químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. La
teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en
una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia
con restricciones geométricas, según está definido por la regla del
octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente
relacionada con la teoría de los orbitales moleculares.

6. TIPOS DE ENLACE COVALENTE
Atendiendo al número de pares de electrones compartidos:
- Enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al
enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos
átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2)
- Enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al
enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos
átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2)
- Enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al
enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos
átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2).

7. TIPOS DE ENLACE COVALENTE
Atendiendo a cómo están compartidos los electrones:
- Enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que
comparten electrones son del mismo elemento o bien de
elementos de la misma electronegatividad para que los
electrones enlazantes se compartan por igual.
- Enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos
átomos iguales, los electrones del enlace se hallan igualmente
compartidos, y el caso del enlace iónico constituye el otro
extremo en el que los e- se transfieren totalmente. Ejemplo:
Cloruro de Hidrogeno, agua, amoniaco, entre otros
- Enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace
covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado
por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se
llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace
son: El ion amonio, el ozono, el fenómeno de resonancia

8. NOMENCLATURA QUÍMICA
Actualmente existen tres tipos de nomenclatura: la Stock en honor
al químico Alemán Alfred Stock, la nomenclatura tradicional y la
establecida por la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura
y Aplicada), llamada también funcional o sistemática, con el tiempo
se espera que esta última sustituya el uso de los otros sistemas de
nomenclatura.

9. NOMENCLATURA QUÍMICA
Existen algunos convencionalismos que han sido adoptados para escribir
la fórmula de las diferentes funciones químicas:
1) Para escribir la fórmula de los óxidos, ácidos y sales se acostumbra a
escribir los símbolos de los elementos de los componentes en orden,
según su electronegatividad el más electronegativo siempre va a la
derecha, como en los siguientes ejemplos donde el átomo más
electronegativo es el O2- y el Cl-
2) Escribir a la izquierda el ión positivo o catión y a la derecha el ión
negativo o anión, como se observa en el siguiente ejemplo:

10. NOMENCLATURA QUÍMICA
En el sistema Stock se escribe el nombre genérico, seguido por la
preposición de y el nombre del elemento. Adicionalmente, entre paréntesis
se escribe en número romanos el número de oxidación del elemento unido
al oxígeno. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, se omite el
número romano dentro de un paréntesis.
En la nomenclatura sistemática se utiliza el prefijo numeral mono, di,
tetra, penta, hexa, Entre otros, para designar el número de oxígenos,
seguido de la palabra óxido y el número de átomos del otro elemento.
La nomenclatura tradicional, utiliza los sufijos ico y oso y los prefijos hipo
y per de la siguiente manera: si el elemento presenta dos números de
oxidación, se utiliza ico para el mayor número de oxidación del elemento
que acompaña el oxígeno y oso para el menor.

11. NOMENCLATURA QUÍMICA

12. Función hidróxido o base: Se forman por la combinación de un
ión (OH-) con un catión metálico. Los iones (OH-) son llamados
oxidrilos, hidroxilos o hidróxidos.
NOMENCLATURA QUÍMICA
Nomenclatura Stock Nomenclatura Sistemática Nomenclatura Tradicional
Utiliza el nombre genérico
(hidróxido) y el nombre del
metal, colocando
adicionalmente entre
paréntesis en números
romanos el número de
oxidación del elemento
unido al OH-, cuando se
trata de elementos con más
de un número de oxidación.
Esto se omite cuando el
elemento tiene un solo
número de oxidación.
Comienza con el nombre del
hidróxido y luego va la
terminación oso si se trata del
menor número de oxidación e
ico si se trata del mayor número
de oxidación. Si el elemento
tiene un solo número de
oxidación, simplemente se utiliza
el número del metal.
utiliza los prefijos di, tri, tetra,
entre otros, si la fórmula
presenta dos, tres o cuatro
grupos OH- respectivamente y
así sucesivamente en caso de
presentar más. Las normas
sistemáticas establecidas por
la IUPAC vienen
recomendándose para su
aplicación a fin de sustituir
progresivamente al sistema de
nomenclatura tradicional.

13. NOMENCLATURA QUÍMICA
Función ácido oxácido: Están formados por un catión H+ unido a
un ión poliatómico (radical) negativo. Los ácidos oxácidos se
forman a partir de la combinación de los óxidos metálicos con el
agua.
Nomenclatura Stock Nomenclatura Sistemática Nomenclatura Tradicional
Adiciona la palabra ácido, el
prefijo respectivo según la
cantidad de oxígeno (Di, Tri,
Tetra, etc), seguido de la
palabra oxo y la raíz del
nombre correspondiente
del elemento no metálico
diferente del hidrógeno y
del oxígeno con la
terminación ico y su
número de oxidación en
números romanos.
Se da el nombre del ión y luego
se complementa con la
expresión de hidrógeno.
El compuesto se nombrará con
la palabra ácido y se hace uso
de los sufijos oso o ico y de los
prefijos hipo o per, si existen
más de dos oxácidos de ese
elemento.

14. NOMENCLATURA QUÍMICA
Función Sal: existen cuatro tipos:
Las sales básicas que pueden obtenerse cuando:
a) Se sustituye el grupo hidroxilo (OH-) de una base, total o
parcialmente.
b) Se sustituyen parcialmente los átomos metálicos de una sal
neutra por grupos hidroxilo (OH-).
Sales ácidas: se forman cuando los elementos metálicos no
reemplazan la totalidad de los hidrógenos catiónicos.
Sales dobles: se forman cuando más de un elemento metálico
(catión) sustituye a los hidrógenos del ácido.

15. NOMENCLATURA QUÍMICA
Sales neutras: se forman al reemplazar los hidrógenos catiónicos
de los ácidos por elementos metálicos.

16. República Bolivariana de Venezuela
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“Santiago Mariño”
Extensión: Ciudad Ojeda
Escuela: Ingeniería en Mantenimiento Mecánico
EJERCICIOS DE
ESTEQUIOMETRIA
Alumno:
T.S.U. Rodolfo Sulbaran C.I.: 15.855.269
Ciudad Ojeda, 16 de Enero de 2015