Existen dos grandes teorías o modelos para explicar cómo se produce en enlace químico entre dos o más átomos para formar una molécula: la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares. La teoría del enlace de valencia considera que el enlace se produce por solapamiento de orbitales atómicos entre átomos vecinos
El documento describe conceptos clave de las reacciones redox como estado de oxidación, oxidación y reducción, y equilibrio redox. Explica el funcionamiento de baterías como la pila Daniell y pilas comerciales. También cubre electrólisis, fuerza electromotriz, potenciales de reducción estándar, ecuación de Nernst y ecuación de Faraday.
El documento describe los conceptos fundamentales de pH y soluciones amortiguadoras. Explica la disociación iónica del agua y define el potencial de hidrogeniones (pH). Luego describe las propiedades de ácidos y bases fuertes y débiles, y cómo el pH depende de si están en exceso protones u oxidrilos. Finalmente, analiza cómo cambia el pH durante una titulación ácido-base, dependiendo de si los reactivos son fuertes o débiles.
Los compuestos de coordinación son aquellos formados por la combinación de un metal central y ligandos. Werner propuso que los metales de transición tienen dos tipos de valencia: primaria para formar el ion metálico y secundaria para unirse a los ligandos mediante enlaces coordinados. Los ligandos pueden ser aniónicos o neutros, monodentados u oligodentados, y el número de coordinación más común es seis.
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica conceptos como ácidos y bases fuertes y débiles, y la clasificación de ácidos y bases como duros o blandos dependiendo de su capacidad para aceptar o ceder electrones.
El documento describe cálculos relacionados con la solubilidad del esmalte dental y la solubilidad de sales como el BaSO4 y el Pb(IO3)2 bajo diferentes condiciones de pH y concentración iónica. Incluye ecuaciones químicas, constantes de solubilidad y cálculos para determinar la solubilidad máxima de sustancias como función de las condiciones de la solución.
Este informe de laboratorio presenta los resultados de un experimento sobre el comportamiento de señales de voltaje en un circuito que incluye diodos. El objetivo general era comprender teórica y gráficamente cómo los diodos afectan las señales de entrada y salida de voltaje. El marco teórico explica conceptos clave como resistencia, voltaje, potencia e intensidad de corriente necesarios para entender el experimento.
Este documento describe un experimento de laboratorio para determinar soluciones amortiguadoras. Se disponen tres series de cuatro tubos de ensayo cada una y se colocan diferentes soluciones en cada tubo, incluyendo agua, KCl, fosfatos y soluciones más concentradas de fosfatos. Se agregan indicadores de pH a cada serie y ácidos o bases para observar los cambios de color. El objetivo es determinar cuántas gotas de ácido o base se necesitan agregar a cada tubo para cambiar el pH e identificar las sustancias que se us
Este documento describe los compuestos de coordinación, incluyendo la teoría de coordinación de Werner, definiciones de complejos, tipos de complejos, ligandos, número de coordinación, multiplicidad de ligandos y ejemplos de ligandos monodentados, bidentados y polidentados. Explica conceptos clave como esfera de coordinación y da ejemplos de compuestos de coordinación en sistemas biológicos como la mioglobina y el transporte de hierro en bacterias.
El documento describe conceptos clave de las reacciones redox como estado de oxidación, oxidación y reducción, y equilibrio redox. Explica el funcionamiento de baterías como la pila Daniell y pilas comerciales. También cubre electrólisis, fuerza electromotriz, potenciales de reducción estándar, ecuación de Nernst y ecuación de Faraday.
El documento describe los conceptos fundamentales de pH y soluciones amortiguadoras. Explica la disociación iónica del agua y define el potencial de hidrogeniones (pH). Luego describe las propiedades de ácidos y bases fuertes y débiles, y cómo el pH depende de si están en exceso protones u oxidrilos. Finalmente, analiza cómo cambia el pH durante una titulación ácido-base, dependiendo de si los reactivos son fuertes o débiles.
Los compuestos de coordinación son aquellos formados por la combinación de un metal central y ligandos. Werner propuso que los metales de transición tienen dos tipos de valencia: primaria para formar el ion metálico y secundaria para unirse a los ligandos mediante enlaces coordinados. Los ligandos pueden ser aniónicos o neutros, monodentados u oligodentados, y el número de coordinación más común es seis.
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica conceptos como ácidos y bases fuertes y débiles, y la clasificación de ácidos y bases como duros o blandos dependiendo de su capacidad para aceptar o ceder electrones.
El documento describe cálculos relacionados con la solubilidad del esmalte dental y la solubilidad de sales como el BaSO4 y el Pb(IO3)2 bajo diferentes condiciones de pH y concentración iónica. Incluye ecuaciones químicas, constantes de solubilidad y cálculos para determinar la solubilidad máxima de sustancias como función de las condiciones de la solución.
Este informe de laboratorio presenta los resultados de un experimento sobre el comportamiento de señales de voltaje en un circuito que incluye diodos. El objetivo general era comprender teórica y gráficamente cómo los diodos afectan las señales de entrada y salida de voltaje. El marco teórico explica conceptos clave como resistencia, voltaje, potencia e intensidad de corriente necesarios para entender el experimento.
Este documento describe un experimento de laboratorio para determinar soluciones amortiguadoras. Se disponen tres series de cuatro tubos de ensayo cada una y se colocan diferentes soluciones en cada tubo, incluyendo agua, KCl, fosfatos y soluciones más concentradas de fosfatos. Se agregan indicadores de pH a cada serie y ácidos o bases para observar los cambios de color. El objetivo es determinar cuántas gotas de ácido o base se necesitan agregar a cada tubo para cambiar el pH e identificar las sustancias que se us
Este documento describe los compuestos de coordinación, incluyendo la teoría de coordinación de Werner, definiciones de complejos, tipos de complejos, ligandos, número de coordinación, multiplicidad de ligandos y ejemplos de ligandos monodentados, bidentados y polidentados. Explica conceptos clave como esfera de coordinación y da ejemplos de compuestos de coordinación en sistemas biológicos como la mioglobina y el transporte de hierro en bacterias.
La disolución es 0,75 M en amoníaco y 0,75 M en cloruro amónico. El amoníaco se disocia parcialmente en iones amonio y hidróxido, mientras que el cloruro amónico se disocia completamente. El pH de la disolución depende del equilibrio de ionización del amoníaco. Usando la constante de ionización del amoníaco, el cálculo determina que el pH de la disolución es 9,26.
Exposicion enlace quimico historia y epsitDavid Yepes
El documento describe la naturaleza del enlace químico. Explica que los átomos tienden a unirse para alcanzar un estado más estable, compartiendo electrones para formar pares de electrones. También describe las teorías de Lewis y Kossel sobre la formación de enlaces iónicos y covalentes, y cómo los modelos atómicos evolucionaron para explicar la estructura del enlace químico.
Este documento resume los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y describe las características de ácidos y bases, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre los tipos de electrolitos, la fuerza de ácidos y bases, y ejemplos de cálculos relacionados con equilibrios ácido-base.
Identificación de cationes mediante el análisis de la flama. Shania González
Este documento describe un experimento para identificar cationes mediante el análisis a la flama. Se utilizaron disoluciones de sales de sodio, potasio, calcio, hierro, cobre, estroncio y manganeso. Al exponer las muestras a la flama con un mechero Bunsen, cada sal produjo un color característico que permitió identificar el catión presente, como rojo para estroncio y verde para cobre. El procedimiento demostró que es posible reconocer los cationes presentes en una muestra de suelo mediante su color
El documento describe cómo calcular la constante del producto de solubilidad (kps) para una disolución saturada de hidróxido de cinc con un pH de 8,35. Se determina que la concentración de iones OH- es 2,24 x 10-6 y la concentración de iones Zn2+ es la mitad, 1,12 x 10-6. Usando estas concentraciones y la ecuación kps = [Zn2+] · [OH-]2, se calcula que la constante del producto de solubilidad es 5,6 x 10-18.
Este documento presenta información sobre el equilibrio de solubilidad en química. Explica conceptos como disoluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas, y cómo factores como la temperatura, energía reticular y termodinámica afectan la solubilidad de compuestos. También incluye ejemplos resueltos de cálculos relacionados con la solubilidad, como determinar la concentración de iones o el producto de solubilidad a partir de datos provistos. El autor recomienda al estudiante practicar resolviendo est
El documento describe un experimento para determinar la acidez relativa de diferentes cationes metálicos en soluciones básicas. Se midió el pH de las soluciones de los cationes Li+, K+, Ca2+, Fe3+, Ni2+ y Zn2+ en NaOH y Na2S, y se determinó el pH de precipitación de sus hidróxidos al agregar NaOH. Los resultados mostraron que la acidez depende del número de oxidación, siendo mayor para cationes más oxidados. La electronegatividad y la relación carga/radio iónico también influyen
El documento proporciona un resumen de los principales temas relacionados con las reacciones ácido-base, incluyendo definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, la autoionización del agua y la escala de pH, la fuerza de ácidos y bases y sus constantes de ionización, el tratamiento de los equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y los indicadores.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Define conceptos clave como número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo en medios ácidos y básicos. También cubre corrosión y protección catódica.
La teoría de orbitales moleculares explica la formación de enlaces covalentes. Los electrones se ubican en orbitales moleculares que se forman por el solapamiento de los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan a la distancia de equilibrio. Cuanto mayor es el solapamiento, menor es la energía del orbital molecular y más estable es el enlace. La molécula de hidrógeno tiene menor energía que los átomos separados porque los electrones ocupan el orbital molecular enlazante de menor energía.
This document discusses chemical bonding. It defines chemical bonding as the union between two atoms or groups of atoms based on valence electrons. There are three main types of chemical bonds: ionic bonds, covalent bonds, and metallic bonds. Ionic bonds involve the transfer of electrons between atoms. Covalent bonds are formed by the sharing of valence electrons between atoms. Metallic bonds are strong bonds between atoms of metals that form a sea of delocalized electrons. The document provides examples of how to determine the electron configuration, valence electrons, Lewis structure, and type of bond for different elements and compounds.
Este documento contiene información sobre el pH y su definición, concepto e importancia en procesos químicos, biológicos e industriales. Explica que el pH mide la acidez o alcalinidad de una solución acuosa y es una escala logarítmica. También describe cómo el pH afecta procesos como la lluvia ácida, enfermedades y la elaboración de cerveza. Incluye ejemplos sobre las consecuencias de usar un shampoo alcalino y los efectos de alterar abruptamente el pH de la
Este documento trata sobre la estructura atómica y los tipos de enlace químico. Explica la estructura electrónica de los átomos y cómo se distribuyen los electrones en orbitales atómicos. Luego describe los diferentes tipos de enlace químico como el covalente, iónico y metálico, y los factores que determinan cada uno como la electronegatividad y la energía de enlace. Finalmente, analiza conceptos como la longitud y ángulo de enlace y la curva de energía potencial.
1) El documento presenta información sobre cálculos de pH en soluciones acuosas, incluyendo definiciones de ácidos y bases, el pH de ácidos y bases fuertes y débiles, y ejemplos de cálculos. 2) Explica que el pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno y cómo calcular el pH para ácidos y bases fuertes y débiles usando ecuaciones de equilibrio químico. 3) Proporciona una tabla con ejemplos de valores de pH comunes para varias sust
El documento describe los conceptos básicos de una celda electroquímica, incluyendo sus componentes (ánodo, cátodo, puente salino), las reacciones redox que ocurren, y las relaciones entre la fuerza electromotriz (FEM), la energía libre de Gibbs (ΔG), y la constante de equilibrio (Keq).
COMPONENTES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS, PUENTE SALINO,TIPOS, Cómo funciona una celda electroquímica?, ¿Cómo funciona una celda voltaica?, ¿Cómo funciona una celda electrolítica?,VOLTÍMETRO, CORROSIÓN, Tipos de procesos de corrosión, Corrosión electroquímica o galvánica, IMPORTANCIA DE LAS CELDAS
ELECTROQUÍMICAS,
El documento presenta información sobre compuestos de plata, plomo y mercurio, incluyendo sus fórmulas químicas y propiedades. Describe procedimientos para la precipitación selectiva de estos metales mediante la adición de ácidos y bases. Explica las reacciones químicas involucradas y las características de los precipitados formados.
Las proteínas son polímeros formados por la unión de aminoácidos a través de enlaces peptídicos. Están compuestas principalmente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, y constituyen el grupo más abundante de moléculas orgánicas en los seres vivos. Los aminoácidos se unen formando cadenas llamadas péptidos o polipéptidos, y cuando alcanzan los 50 aminoácidos o más de 5000 unidades de masa molecular se consideran proteínas.
El documento describe reactivos reductores auxiliares utilizados para reducir analitos antes de una valoración redox. Estos incluyen metales como zinc, aluminio y plata, los cuales se pueden usar para reducir especies de hierro u otros analitos colocándolos en una columna a través de la cual se hace pasar la disolución. Dos reductores comunes son el reductor de Jones, que consiste en zinc amalgamado empaquetado en una columna, y el reductor de Walden, que usa plata confinada en una columna estrecha.
La teoría de enlace valencia explica la geometría molecular mediante la hibridación de orbitales atómicos. Los orbitales híbridos tienen la orientación adecuada para explicar las formas geométricas observadas. La hibridación sp produce geometría lineal, sp2 triangular y planar, y sp3 tetraédrica u otras formas con ángulos de enlace de aproximadamente 109.5°.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo los átomos y moléculas se unen para alcanzar una configuración de baja energía a través del intercambio y compartición de electrones. También describe las estructuras electrónicas de las moléculas y cómo la geometría molecular depende de los pares de electrones y la hibridación de orbitales.
La disolución es 0,75 M en amoníaco y 0,75 M en cloruro amónico. El amoníaco se disocia parcialmente en iones amonio y hidróxido, mientras que el cloruro amónico se disocia completamente. El pH de la disolución depende del equilibrio de ionización del amoníaco. Usando la constante de ionización del amoníaco, el cálculo determina que el pH de la disolución es 9,26.
Exposicion enlace quimico historia y epsitDavid Yepes
El documento describe la naturaleza del enlace químico. Explica que los átomos tienden a unirse para alcanzar un estado más estable, compartiendo electrones para formar pares de electrones. También describe las teorías de Lewis y Kossel sobre la formación de enlaces iónicos y covalentes, y cómo los modelos atómicos evolucionaron para explicar la estructura del enlace químico.
Este documento resume los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y describe las características de ácidos y bases, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre los tipos de electrolitos, la fuerza de ácidos y bases, y ejemplos de cálculos relacionados con equilibrios ácido-base.
Identificación de cationes mediante el análisis de la flama. Shania González
Este documento describe un experimento para identificar cationes mediante el análisis a la flama. Se utilizaron disoluciones de sales de sodio, potasio, calcio, hierro, cobre, estroncio y manganeso. Al exponer las muestras a la flama con un mechero Bunsen, cada sal produjo un color característico que permitió identificar el catión presente, como rojo para estroncio y verde para cobre. El procedimiento demostró que es posible reconocer los cationes presentes en una muestra de suelo mediante su color
El documento describe cómo calcular la constante del producto de solubilidad (kps) para una disolución saturada de hidróxido de cinc con un pH de 8,35. Se determina que la concentración de iones OH- es 2,24 x 10-6 y la concentración de iones Zn2+ es la mitad, 1,12 x 10-6. Usando estas concentraciones y la ecuación kps = [Zn2+] · [OH-]2, se calcula que la constante del producto de solubilidad es 5,6 x 10-18.
Este documento presenta información sobre el equilibrio de solubilidad en química. Explica conceptos como disoluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas, y cómo factores como la temperatura, energía reticular y termodinámica afectan la solubilidad de compuestos. También incluye ejemplos resueltos de cálculos relacionados con la solubilidad, como determinar la concentración de iones o el producto de solubilidad a partir de datos provistos. El autor recomienda al estudiante practicar resolviendo est
El documento describe un experimento para determinar la acidez relativa de diferentes cationes metálicos en soluciones básicas. Se midió el pH de las soluciones de los cationes Li+, K+, Ca2+, Fe3+, Ni2+ y Zn2+ en NaOH y Na2S, y se determinó el pH de precipitación de sus hidróxidos al agregar NaOH. Los resultados mostraron que la acidez depende del número de oxidación, siendo mayor para cationes más oxidados. La electronegatividad y la relación carga/radio iónico también influyen
El documento proporciona un resumen de los principales temas relacionados con las reacciones ácido-base, incluyendo definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, la autoionización del agua y la escala de pH, la fuerza de ácidos y bases y sus constantes de ionización, el tratamiento de los equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y los indicadores.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Define conceptos clave como número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo en medios ácidos y básicos. También cubre corrosión y protección catódica.
La teoría de orbitales moleculares explica la formación de enlaces covalentes. Los electrones se ubican en orbitales moleculares que se forman por el solapamiento de los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan a la distancia de equilibrio. Cuanto mayor es el solapamiento, menor es la energía del orbital molecular y más estable es el enlace. La molécula de hidrógeno tiene menor energía que los átomos separados porque los electrones ocupan el orbital molecular enlazante de menor energía.
This document discusses chemical bonding. It defines chemical bonding as the union between two atoms or groups of atoms based on valence electrons. There are three main types of chemical bonds: ionic bonds, covalent bonds, and metallic bonds. Ionic bonds involve the transfer of electrons between atoms. Covalent bonds are formed by the sharing of valence electrons between atoms. Metallic bonds are strong bonds between atoms of metals that form a sea of delocalized electrons. The document provides examples of how to determine the electron configuration, valence electrons, Lewis structure, and type of bond for different elements and compounds.
Este documento contiene información sobre el pH y su definición, concepto e importancia en procesos químicos, biológicos e industriales. Explica que el pH mide la acidez o alcalinidad de una solución acuosa y es una escala logarítmica. También describe cómo el pH afecta procesos como la lluvia ácida, enfermedades y la elaboración de cerveza. Incluye ejemplos sobre las consecuencias de usar un shampoo alcalino y los efectos de alterar abruptamente el pH de la
Este documento trata sobre la estructura atómica y los tipos de enlace químico. Explica la estructura electrónica de los átomos y cómo se distribuyen los electrones en orbitales atómicos. Luego describe los diferentes tipos de enlace químico como el covalente, iónico y metálico, y los factores que determinan cada uno como la electronegatividad y la energía de enlace. Finalmente, analiza conceptos como la longitud y ángulo de enlace y la curva de energía potencial.
1) El documento presenta información sobre cálculos de pH en soluciones acuosas, incluyendo definiciones de ácidos y bases, el pH de ácidos y bases fuertes y débiles, y ejemplos de cálculos. 2) Explica que el pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno y cómo calcular el pH para ácidos y bases fuertes y débiles usando ecuaciones de equilibrio químico. 3) Proporciona una tabla con ejemplos de valores de pH comunes para varias sust
El documento describe los conceptos básicos de una celda electroquímica, incluyendo sus componentes (ánodo, cátodo, puente salino), las reacciones redox que ocurren, y las relaciones entre la fuerza electromotriz (FEM), la energía libre de Gibbs (ΔG), y la constante de equilibrio (Keq).
COMPONENTES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS, PUENTE SALINO,TIPOS, Cómo funciona una celda electroquímica?, ¿Cómo funciona una celda voltaica?, ¿Cómo funciona una celda electrolítica?,VOLTÍMETRO, CORROSIÓN, Tipos de procesos de corrosión, Corrosión electroquímica o galvánica, IMPORTANCIA DE LAS CELDAS
ELECTROQUÍMICAS,
El documento presenta información sobre compuestos de plata, plomo y mercurio, incluyendo sus fórmulas químicas y propiedades. Describe procedimientos para la precipitación selectiva de estos metales mediante la adición de ácidos y bases. Explica las reacciones químicas involucradas y las características de los precipitados formados.
Las proteínas son polímeros formados por la unión de aminoácidos a través de enlaces peptídicos. Están compuestas principalmente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, y constituyen el grupo más abundante de moléculas orgánicas en los seres vivos. Los aminoácidos se unen formando cadenas llamadas péptidos o polipéptidos, y cuando alcanzan los 50 aminoácidos o más de 5000 unidades de masa molecular se consideran proteínas.
El documento describe reactivos reductores auxiliares utilizados para reducir analitos antes de una valoración redox. Estos incluyen metales como zinc, aluminio y plata, los cuales se pueden usar para reducir especies de hierro u otros analitos colocándolos en una columna a través de la cual se hace pasar la disolución. Dos reductores comunes son el reductor de Jones, que consiste en zinc amalgamado empaquetado en una columna, y el reductor de Walden, que usa plata confinada en una columna estrecha.
La teoría de enlace valencia explica la geometría molecular mediante la hibridación de orbitales atómicos. Los orbitales híbridos tienen la orientación adecuada para explicar las formas geométricas observadas. La hibridación sp produce geometría lineal, sp2 triangular y planar, y sp3 tetraédrica u otras formas con ángulos de enlace de aproximadamente 109.5°.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo los átomos y moléculas se unen para alcanzar una configuración de baja energía a través del intercambio y compartición de electrones. También describe las estructuras electrónicas de las moléculas y cómo la geometría molecular depende de los pares de electrones y la hibridación de orbitales.
El documento resume los conceptos fundamentales de la geometría molecular, la teoría del enlace químico, la hibridación de orbitales atómicos y la formación de orbitales moleculares. Explica cómo la forma tridimensional de las moléculas depende de la disposición espacial de sus átomos componentes, y cómo la hibridación de orbitales atómicos permite la formación de enlaces químicos con diferentes geometrías. También describe cómo los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares enlazantes
La teoría de orbitales de valencia describe el enlace covalente por superposición(traslape) de dos orbitales formándose hibiridos, el tipo de hibridación determina la geometría molecular existente :lineal (sp), trigonal planar (sp2), piramidal(sp3), angular(sp3), tetraédica(sp3), ....
El documento describe las estructuras de Lewis, que representan la conectividad y posición de electrones en una molécula. Explica las reglas para obtener la estructura de Lewis, incluyendo asignar electrones a enlaces y átomos para cerrar capas. También cubre conceptos como cargas formales, resonancia, y enlaces dativos.
Las estructuras de Lewis representan la conectividad y posición de electrones en una molécula mediante diagramas bidimensionales. Se obtienen aplicando reglas como elegir el átomo central, situar ligandos simétricamente, asignar electrones de valencia a enlaces y átomos, y formar dobles enlaces para cerrar capas atómicas o eliminar cargas formales. La resonancia ocurre cuando existen estructuras equivalentes que distribuyen dobles enlaces de forma diferente.
Capítulo 11.1-ENLACE QUÍMICO II. ASPECTOS ADICIONALES.pdfemalatouche
Este documento presenta conceptos clave sobre la teoría del enlace químico, incluyendo:
1) La teoría de enlace de valencia y cómo explica la geometría molecular de NH3.
2) La hibridación de orbitales y cómo forma nuevos orbitales híbridos para explicar la geometría de moléculas como BeCl2.
3) La teoría de orbitales moleculares y cómo los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes.
Capítulo 11.1-ENLACE QUÍMICO II. ASPECTOS ADICIONALES.pdfemalatouche
Este documento presenta conceptos clave sobre la teoría del enlace químico, incluyendo:
1) La teoría de enlace de valencia y cómo explica la geometría molecular de NH3.
2) La hibridación de orbitales y cómo forma nuevos orbitales híbridos para explicar la geometría de moléculas como BeCl2.
3) La teoría de orbitales moleculares y cómo los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes.
Este documento trata sobre química orgánica. Explica que la química orgánica estudia los compuestos de carbono encontrados en organismos vivos, mientras que la química inorgánica estudia otros compuestos. También describe los experimentos de Wöhler en 1828 que demostraron que los compuestos orgánicos pueden sintetizarse en el laboratorio, desacreditando la teoría de la "fuerza vital". Además, explica conceptos como la hibridación del carbono, los diferentes tipos de enlaces qu
Curso basico de quimica organica 01 - geometria de los compuestos de carbonoTriplenlace Química
Como introducción a la nomenclatura de los compuestos orgánicos, en esta presentación se explica la geometría de los compuestos de carbono, que viene determinada por la distribución espacial de los electrones y el tipo de hibridación (sp3, sp2 y sp). Debe tenerse en cuenta que el conocimiento de la forma espacial de los compuestos de carbono permite entender mejor su reactividad química y su nomenclatura (por ejemplo, en el caso de las isomerías geométrica y óptica).
H I B R I D A C IÓ N D E O R B I T A L E S A TÓ M I C O Sjaival
El documento explica los conceptos de teoría del enlace de valencia, geometría molecular, y hibridación de orbitales atómicos. Explica cómo la hibridación, o mezcla de orbitales atómicos, permite la formación de enlaces covalentes y predice la geometría molecular de diferentes compuestos como NH3, BeCl2 y BH3. También discute cómo factores como pares de electrones libres y átomos de diferente electronegatividad influyen en los ángulos de enlace.
Este documento contiene las resoluciones de varios ejercicios de química sobre enlaces químicos de exámenes de selectividad de Andalucía del año 2007. Explica conceptos como la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, hibridación, polaridad molecular, estructuras de Lewis y geometrías moleculares de diferentes compuestos como 4CCl, 3NH, 2BeCl, 3BeF, H2O y otros.
El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Describe cómo los átomos tienden a unirse para alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles y así minimizar su energía. Explica conceptos como la estructura de Lewis, la regla del octeto, la polaridad de los enlaces y las diferentes geometrías moleculares predichas por la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.
Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Describe la formación del carbonato de calcio y su importancia en la corteza terrestre. También explica conceptos clave como la transferencia de electrones, los símbolos de Lewis, la clasificación de enlaces, y las teorías para explicar enlaces covalentes como la hibridación y la teoría del orbital molecular.
Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo se forman los compuestos iónicos a través de la transferencia de electrones, y describe algunas de sus propiedades características como puntos de fusión elevados y su naturaleza cristalina. También introduce conceptos como redes cristalinas, celdas unitarias y energía reticular para describir la estructura y estabilidad de los compuestos iónicos sólidos
Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Describe la formación del carbonato de calcio y su importancia en la corteza terrestre. También introduce los conceptos de enlace químico, compartir electrones y la teoría de Lewis sobre la formación de enlaces covalentes.
Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Describe la formación del carbonato de calcio y su importancia en la corteza terrestre. También explica conceptos clave como la transferencia de electrones, los símbolos de Lewis, la clasificación de enlaces, y las teorías para explicar enlaces covalentes como la hibridación y la teoría del orbital molecular.
La aproximación orbital consiste en describir a los electrones de un átomo polielectrónico mediante orbitales atómicos análogos a los que se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger para los átomos hidrogenoides, es decir, orbitales 1s, 2s, 2p…. Asignar todos los electrones de un átomo a dichos orbitales es establecer la configuración electrónica del átomo. En lo que sigue, y mientras no se diga lo contrario, se discutirán las configuraciones de los elementos químicos cuando los átomos están aislados y en su estado energético fundamental.
Hay que tener en cuenta que, aunque habitualmente se emplean expresiones como “en cualquier orbital caben dos electrones”, “en el helio, dos electrones ocupan el orbital 2s”, “en el litio, el orbital 2s está semilleno”, ninguna de ellas tiene rigor, pues los orbitales no son compartimentos en los que se pueden alojar los electrones. Como se ha dicho, los orbitales son funciones matemáticas cuya representación requiere de un espacio de cuatro dimensiones, si bien se puede hacer una proyección de ella en el espacio de tres. En este sentido, cabe decir que un orbital define una región del espacio de tres dimensiones y que en esa región se encuentra el electrón descrito por ese orbital. Es ese el significado que tienen las frases anteriores y es el que debe entenderse cuando, en adelante, se usen.
1) La hibridación del carbono implica la mezcla de sus orbitales atómicos 2s y 2p para formar nuevos orbitales híbridos sp3 u sp2. 2) Esto permite que el carbono forme 4 enlaces simples (sp3) o 2 enlaces dobles y un enlace simple (sp2). 3) La hibridación sp3 explica la tetravalencia del carbono y su capacidad para formar cadenas con enlaces sencillos, mientras que la hibridación sp2 permite los enlaces dobles entre átomos de carbon
Similar a 3.2. enlace covalente Teoría del enlace de valencia (20)
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 5. Química Orgánica.pptxTriplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 5 ( química orgánica) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Algunos contenidos:
Estudio de funciones orgánicas.
Nomenclatura y formulación orgánica según las normas de la IUPAC.
Funciones orgánicas de interés: oxigenadas y nitrogenadas, derivados halogenados, tioles, perácidos. Compuestos orgánicos polifuncionales.
Tipos de isomería.
Tipos de reacciones orgánicas.
Principales compuestos orgánicos de interés biológico e industrial: materiales polímeros y medicamentos Macromoléculas y materiales polímeros.
Polímeros de origen natural y sintético: propiedades. Reacciones de polimerización.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...Triplenlace Química
1) El documento presenta los principales temas sobre microbiología y biotecnología que pueden aparecer en exámenes de acceso a la universidad, incluyendo conceptos sobre microorganismos, bacterias, virus, y relaciones entre microorganismos y seres humanos. 2) También incluye secciones sobre biotecnología, con detalles sobre aplicaciones e importancia de los microorganismos en investigación e industria. 3) Por último, proporciona observaciones y sugerencias para estudiar estos temas.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 5 ( inmunología) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Concepto de infección.
2. Mecanismos de defensa orgánica.
2.1. Inespecíficos. Barreras naturales y respuesta inflamatoria.
2.2. Específicos. Concepto de respuesta inmunitaria.
3. Concepto de inmunidad y de sistema inmunitario.
3.1. Componentes del sistema inmunitario: moléculas, células y órganos.
3.2. Concepto y naturaleza de los antígenos.
3.3. Tipos de respuesta inmunitaria: humoral y celular.
4. Respuesta humoral.
4.1. Concepto, estructura y tipos de anticuerpos.
4.2. Células productoras de anticuerpos: linfocitos B.
4.3. Reacción antígeno-anticuerpo.
5. Respuesta celular.
5.1. Concepto.
5.2. Tipos de células implicadas: linfocitos T, macrófagos.
6. Respuestas primaria y secundaria. Memoria inmunológica.
7. Tipos de inmunidad.
7.1. Congénita y adquirida.
7.2. Natural y artificial.
7.3. Pasiva y activa.
7.4. Sueros y vacunas. Importancia en la lucha contra las enfermedades infecciosas.
8. Disfunciones y deficiencias del sistema inmunitario.
8.1. Hipersensibilidad (alergia).
8.2. Autoinmunidad.
8.3. Inmunodeficiencias. El SIDA y sus efectos en el sistema inmunitario.
9. El trasplante de órganos y los problemas de rechazo: células que actúan.
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 4. Reacciones de oxidaci...Triplenlace Química
Este documento presenta un examen de Química sobre reacciones de oxidación-reducción. Incluye cuatro problemas relacionados con el cálculo de masas y volúmenes involucrados en una reacción redox entre dióxido de manganeso y ácido clorhídrico, obteniéndose cloro gaseoso, cloruro de manganeso y agua. Explica los conceptos clave de estados de oxidación, semirreacciones de oxidación y reducción, y el método del ion-electrón para ajustar ecuaciones
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 3 ( Genética y evolución) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La genética molecular o química de la herencia.
1.1. Identificación del ADN como portador de la información genética.
1.1.1. ADN y cromosomas.
1.1.2. Concepto de gen.
1.1.3. Conservación de la información: la replicación del ADN. Etapas de la replicación.
1.1.4. Diferencias entre el proceso replicativo de eucariotas y procariotas.
1.2. El ARN.
1.2.1. Tipos y funciones.
1.2.2. La expresión de los genes.
1.2.3. Transcripción y traducción genética en procariotas y eucariotas.
1.3. El código genético en la información genética.
1.4. Alteraciones de la información genética.
1.4.1. Concepto de mutación y tipos.
1.4.2. Los agentes mutagénicos.
1.4.3. Consecuencias de las mutaciones.
1.4.3.1. Consecuencias evolutivas y aparición de especies.
1.4.3.2. Efectos perjudiciales: mutaciones y cáncer.
2. Genética mendeliana.
2.1. Conceptos básicos de herencia biológica.
2.1.1. Genotipo y fenotipo.
2.2. Aportaciones de Mendel al estudio de la herencia.
2.2.1. Leyes de Mendel.
2.2.2. Cruzamiento prueba y retrocruzamiento.
2.2.3. Ejemplos de herencia mendeliana en animales y plantas.
2.3. Teoría cromosómica de la herencia.
2.3.1. Los genes y los cromosomas.
2.3.2. Relación del proceso meiótico con las leyes de Mendel.
2.3.3. Determinismo del sexo y herencia ligada al sexo e influida por el sexo.
3. Evolución.
3.1. Pruebas de la evolución.
3.2. Darwinismo.
3.3. Neodarwinismo o teoría sintética de la evolución.
3.4. La selección natural.
3.5. La variabilidad intraespecífica. La mutación y la reproducción sexual como fuente de variabilidad.
3.6. Evolución y biodiversidad.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 2 ( La célula viva, morfología, estructura y fisiología celular) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La célula: unidad de estructura y función.
2. Esquematización de diferentes estructuras y orgánulos celulares
3. Célula procariótica y eucariótica.
4. Células animales y vegetales.
5. Célula eucariótica: componentes estructurales y funciones. Importancia de la compartimentación celular.
5.1. Membranas celulares: composición, estructura y funciones.
5.2. Pared celular en células vegetales.
5.3. Citosol y ribosomas. Citoesqueleto. Centrosoma. Cilios y flagelos.
5.4. Orgánulos celulares: mitocondrias, peroxisomas, cloroplastos, retículo endoplasmático, complejo de Golgi, lisosomas y vacuolas.
5.5. Núcleo: envoltura nuclear, nucleoplasma, cromatina y nucleolo. Niveles de organización y compactación del ADN.
6. Célula eucariótica: función de reproducción.
6.1. El ciclo celular: interfase y división celular.
6.2. Mitosis: etapas e importancia biológica.
6.3. Citocinesis en células animales y vegetales.
6.4. La meiosis: etapas e importancia biológica.
7. Célula eucariótica: función de nutrición.
7.1. Concepto de nutrición. Nutrición autótrofa y heterótrofa.
7.2. Ingestión.
7.2.1. Permeabilidad celular: difusión y transporte.
7.2.2. Endocitosis: pinocitosis y fagocitosis.
7.3. Digestión celular
7.4. Exocitosis y secreción celular.
7.5. Metabolismo.
7.5.1. Conceptos de metabolismo, catabolismo y anabolismo.
7.5.2. Aspectos generales del metabolismo: reacciones de oxidorreducción y ATP.
7.5.3. Estrategias de obtención de energía: energía química y energía lumínica.
7.5.4. Características generales del catabolismo celular: convergencia metabólica y obtención de energía.
7.5.4.1. Glucólisis.
7.5.4.2. Fermentación.
7.5.4.3. ß-oxidación de los ácidos grasos.
7.5.4.4. Respiración aeróbica: ciclo de Krebs, cadena respiratoria y fosforilación oxidativa.
7.5.5. Características generales del anabolismo celular: divergencia metabólica y necesidades energéticas.
7.5.5.1. Concepto e importancia biológica de la fotosíntesis para el mantenimiento de la vida sobre la Tierra.
7.5.5.2. Etapas de la fotosíntesis y su localización en células procariotas y eucariotas.
7.5.6. Quimiosíntesis.
7.5.7. Integración del catabolismo y del anabolismo.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 1 (Base molecular y fisicoquímica de la vida) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Composición de los seres vivos: bioelementos y biomoléculas.
1.1. Concepto.
1.1. Clasificación, teniendo en cuenta la proporción en la que entran a formar parte de los seres vivos.
1.1. Bioelementos más característicos de cada grupo anterior y su función.
2. El agua y las sales minerales.
2.1. El agua.
2.1.1. Estructura.
2.1.2. Propiedades físico-químicas.
2.1.3. Funciones biológicas.
2.1.4. Disoluciones acuosas. Difusión, ósmosis y diálisis.
2.2. Sales minerales.
2.2.1. Clasificación.
2.2.2. Funciones generales en los organismos.
3. Glúcidos.
3.1. Concepto y clasificación.
3.2. Monosacáridos: estructura y funciones.
3.3. Enlace glucosídico. Disacáridos y polisacáridos.
4. Lípidos.
4.1. Concepto y clasificación.
4.2. Ácidos grasos: estructura y propiedades.
4.3. Triacilglicéridos y fosfolípidos: estructura, propiedades y funciones.
4.4. Carotenoides y esteroides: propiedades y funciones.
5. Proteínas.
5.1. Concepto e importancia biológica.
5.2. Aminoácidos. Enlace peptídico.
5.3. Estructura de las proteínas.
5.4. Funciones de las proteínas.
6. Enzimas.
6.1. Concepto y estructura.
6.2. Mecanismo de acción y cinética enzimática.
6.3. Regulación de la actividad enzimática: temperatura, pH, inhibidores.
7. Vitaminas: concepto, clasificación y carencias.
8. Ácidos nucleicos.
8.1. Concepto e importancia biológica.
8.2. Nucleótidos. Enlace fosfodiéster. Funciones de los nucleótidos.
8.3. Tipos de ácidos nucleicos. Estructura, localización y funciones.
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y ...Triplenlace Química
Ejercicios modelo de Química de la prueba de acceso a la Universidad (Selectividad). Parte 1. Estructura atómica, configuración electrónica, sistema periódico y propiedades de los elementos, enlace químico, geometría de las moléculas.
Quimica de Acceso a la Universidad_0A. Formulacion y Nomenclatura de Quimica ...Triplenlace Química
Nomenclatura de Química Inorgánica según las reglas de la IUPAC para estudiantes de Bachillerato, Acceso a la Universidad y Química de primer curso universitario.
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...Triplenlace Química
Metales de transición y metalurgia
Los metales de transición son los elementos químios que comúnmente conocemos propiamente como “metales”: hierro, plata, mercurio, wolframio… Tienen muchas propiedades en común. Sus números de oxidación más típicos son 2+ y 3+. Muchos son coloreados, lo que deben a su particular configuración electrónica (especialmente a los orbitales d). Forman aleaciones unos con otros. Entre ellos se encuentran los elementos químicos de puntos de fusión más elevados. Se obtienen por reducción (con C en muchos casos) o electrolíticamente.
Introducción a los compuestos de coordinación
Los compuestos de coordinación o complejos están formados generalmente por un átomo central (normalmente un catión metálico) y, unido a él por enlaces coordinados, átomos o grupos de átomos llamados ligandos. El número de ligandos es el número de coordinación. Los complejos suelen ser coloreados y para un mismo átomo central su color depende de la naturaleza de los ligandos y del número de ellos y se explica por la llamada teoría del campo cristalino.
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptxTriplenlace Química
A diferencia de la teoría del enlace de valencia, basada en el concepto de orbitales localizados entre dos átomos, la teoría de orbitales moleculares considera que los electrones de enlace se encuentran en orbitales formados entre varios (2, 3, 4…) átomos de la molécula. Por ejemplo, en el benceno los 6 orbitales 2p de los 6 C pueden formar varios orbitales moleculares que unen al mismo tiempo a los 6 átomos de C. Un orbital molecular sería como uno atómico pero en vez de tener un solo núcleo acoge a varios (en el ejemplo citado del benceno los orbitales moleculares aludidos tendrían 6 núcleos).
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...Triplenlace Química
Fórmula empírica de un compuesto a partir de datos de combustión del mismo] Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en una corriente de aire para obtener 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto original contenía solo C, H y O, ¿cuál su fórmula empírica? (Datos: Ar(C) = 12,011; Ar(H) = 1,008; Ar(O) = 15,999)
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...Triplenlace Química
La longitud de onda del fotón que emite un átomo al pasar de un estado de número cuántico principal n2 a un estado inferior n1 viene dada por: (1/λ) = RZ2[(1/n1)2 – (1/n2)2], siendo R la constante de Rydberg, que para el deuterio (2H) vale 109707 cm-1. Calcular la energía mínima necesaria en eV para separar el electrón del núcleo de deuterio cuando el átomo se halla en su estado fundamental. (Datos: constante de Planck: 6,63·10^-34 Js; velocidad de la luz: 3·10^8 ms-1; 1 J = 6,242·10^18 eV).
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficasTriplenlace Química
La mayor dificultad con que el analista se encuentra cuando se ha de estudiar muestras ambientales suele ser su tremenda complejidad. Aunque existen tratamientos químicos que pueden aislar los analitos de interés, lo mejor es llevar a cabo un tratamiento fisicoquímico: la cromatografía. Hay muchas y variadas técnicas cromatográficas, pero el objetivo de todas es separar las sustancias que forman una mezcla y enviarlas secuencialmente a un detector para que las determine y cuantifique. En general, estas técnicas se pueden clasificar en varias familias: cromatografía de gases, de líquidos, mediante fluidos supercríticos y en capa fina.
Todas se basan en el mismo fenómeno: permitir que las sustancias que forman una mezcla entren en contacto con dos fases (un líquido y un gas, un sólido y un líquido, etc.). Una de las fases es estática (no se mueve) y tenderá a retener las sustancias en mayor o menor grado; la otra, móvil, tenderá a arrastrarlas. Cada sustancia química tiene distinta tendencia a ser retenida y a ser arrastrada. Dicho más correctamente, cada sustancia tiene distinto coeficiente de distribución entre las dos fases. El coeficiente de distribución es una medida de la tendencia relativa a quedar en una fase u otra.
Se opera de modo que en una primera etapa se deja que las sustancias que forman la mezcla entren en contacto con la fase estática. Cada sustancia de la mezcla tendrá una mayor o menor afinidad por esta fase. Después se hace pasar la otra fase, que arrastrará en mayor grado las sustancias menos afines por la primera. Típicamente, el proceso se lleva a cabo en una columna. Dentro de ella está fijada la fase estática y a través de ella se hace pasar la fase móvil, que se llama eluyente.
En cromatografía de gases la fase móvil es un gas llamado portador. La otra suele ser un líquido adsorbido sobre un sólido (cromatografía de gases gas-líquido) o, bastante menos comúnmente, un sólido (cromatografía de gases gas-sólido).
La técnica ofrece unos excelentes resultados cuando se acopla con un espectrómetro de masas porque cada sustancia que va eluyendo puede ser fácilmente identificada. También se obtiene mucha información cuando se acopla al cromatógrafo un espectrómetro IR o uno de RMN.
La cromatografía de gases se aplica sobre todo a muestras orgánicas volátiles o volatilizables por derivatización. Pueden estar en estado sólido, líquido o, por supuesto, gas, pero muestras líquidas y sólidas deben vaporizarse previamente. La modalidad de gas-sólido permite detectar y cuantificar gases atmosféricos, por ejemplo.
En cromatografía de líquidos la fase móvil es líquida. Las columnas son mucho más cortas que en gases. El control de la temperatura no es tan crítico, pero sí ha de serlo el de la presión. Se ejercen presiones muy altas para hacer pasar la fase móvil (un líquido) a través de la estática (un sólido). Se aplica a especies no volátiles o térmicamente inestables.
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masasTriplenlace Química
La espectrometría de masas puede ser atómica o molecular. La espectrometría atómica analiza los elementos químicos de una muestra, mientras que la molecular identifica y cuantifica las moléculas presentes. Existen diversos métodos de ionización que determinan el tipo de espectro obtenido.
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...Triplenlace Química
El hidrógeno: propiedades, reactividad, obtención, usos
En esta presentación se explican las propiedades del hidrógeno y se da cuenta de su importancia industrial, por ejemplo para la fabricación de dos compuestos muy utilizados como el amoniaco y el ácido clorhídrico. Se resumen los métodos de obtención de este gas (electrolisis, gas de síntesis…) y sus usos (además de los mencionados, el refinado del petróleo, la obtención de grasas saturadas y de metanol…). También se habla de su reactividad (formación de hidruros y reducción de óxidos).
Los metales alcalinos; sus propiedades y reactividad
En esta presentación se explican las propiedades de los metales alcalinos. Dentro de ella, un vídeo muestra su alta reactividad con el agua. Se mencionan sus métodos de obtención (particularmente de sus sales fundidas) y sus compuestos más importantes (óxidos, peróxidos, superóxidos, hidróxidos y carbonatos. Se resumen los dos procesos clásicos más importantes para la obtención del carbonato sódico: el Solvay y el Leblanc.
Los metales alcalinotérreos: propiedades y reactividad
En esta preparación se hace un somero repaso a las propiedades de los metales alcalinotérreos, así como a su obtención, reactividad y usos. Se resaltan las características más peculiares del berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario y el radio. Se destacan entre sus compuestos importantes sus óxidos, sus carbonatos y sus sulfatos. Como curiosidad, se explica la formación natural de estalactitas y estalagmitas.
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ROMPECABEZAS DE COMPETENCIAS OLÍMPICAS. Por JAVIER SOLIS NOYOLAJAVIER SOLIS NOYOLA
El Mtro. JAVIER SOLIS NOYOLA, crea y diseña el ROMPECABEZAS DE COMPETENCIAS OLÍMPICAS. Esta actividad de aprendizaje lúdico se ha diseñado para ocultar gráficos representativos de las disciplinas olímpicas del pentatlón. La intención de esta actividad es, promover la ruptura de patrones del pensamiento de fijación funcional, a través de procesos lógicos y creativos, como: memoria, perspicacia, percepción (geométrica y conceptual), imaginación, inferencia, viso-espacialidad, toma de decisiones, etcétera. Su enfoque didáctico es por descubrimiento y transversal, ya que integra diversas áreas, entre ellas: matemáticas (geometría), arte, lenguaje (gráfico), neurociencias, etc.
4. Existen dos grandes teorías o modelos para explicar cómo se produce
en enlace químico entre dos o más átomos para formar una molécula:
la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares. La
teoría del enlace de valencia considera que el enlace se produce por
solapamiento de orbitales atómicos entre átomos vecinos
Triplenlace.com
7. s s Triplenlace.com
y eso produce el enlazamiento de
ambos átomos. A los enlaces
entre orbitales s se les designa
con la letra griega equivalente ()
8. s s
s p
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También puede producirse un solapamiento
entre un orbital s de un átomo y un orbital
p de otro si este último tiene la orientación
que se muestra en la figura
10. s s
s p
pz pz
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Considerando que el eje Z es el horizontal y
que los núcleos de los átomos se encuentran
sobre ese eje, dos orbitales p orientados de
este modo respecto al eje Z…
11. s s
s p
pz pz
Triplenlace.com
también pueden formar un enlace
12. s s
s p
pz pz
py py
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Sin embargo, si están orientados así (consideramos que el eje Y
es el vertical), el solapamiento solo puede ser “lateral”…
13. s s
s p
pz pz
py py
Triplenlace.com
y al enlace que se
forma se le llama
En general, a los
enlaces que se forman
por solapamiento
frontal de orbitales se
les llama y a los que
se forman por
solapamiento lateral
se le llama
14. s s
s p
pz pz
py py px px
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También habrá enlace con esta
orientación (eje X, transversal )
15. s s
s p
pz pz
py py px px
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16. d p
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Son posibles los enlaces cuando
hay solapamientos laterales de
orbitales d y p de este modo
17. d p
d d
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O entre orbitales d de esta forma
18. d p
d d
dd
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Esta otra orientación
produce orbitales
19. O2
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Vamos a ver ejemplos de
formación de enlaces entre
átomos para formar moléculas.
Empecemos con la molécula O2
20. O O2( Z = 8 )
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Cada átomo de O
tiene 8 electrones…
21. E
1s
2s
2p
O O2( Z = 8 )
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distribuidos según
esta configuración
electrónica
24. E
1s
2s
2p
O O2
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Hay tres orbitales 2p: 2px, 2py, 2pz.
Consideremos que este es el 2pz.
(Sus dos lóbulos se dibujan en
verde; el orbital tiene 1 electrón)
2px 2py 2pz
27. E
1s
2s
2p
O O2
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Para simplificar no dibujaremos
los orbitales 1s y 2s, ya que, por
ser internos, no pueden solaparse
con los orbitales de otros átomos
y no influirán en el enlace
2px 2py 2pz
29. E
1s
2s
2p
O O2
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Se produce el solapamiento frontal de los orbitales 2pz
de ambos átomos, lo que significa el apareamiento de
sus electrones y la formación de un enlace
2px 2py 2pz
30. E
1s
2s
2p
O O2
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2px 2py 2pz
Pero también se puede producir el solapamiento
lateral de los orbitales 2py para formar un
segundo enlace, en este caso del tipo
31. E
1s
2s
2p
O O2
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2px 2py 2pz
Los orbitales 2px de ambos átomos O no se solaparían
entre sí para formar enlace porque están completos
(tienen dos electrones cada uno o, dicho de otro modo,
sus electrones no pueden aparearse porque ya lo están)
32. E
1s
2s
2p
O O O···· ··
··
··
··
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2px 2py 2pz
Eso explica el doble enlace O = O en la molécula O2. Este
doble enlace también lo predice el modelo del octeto de
Lewis, en el que se han de tener en cuenta todos los
electrones de valencia (es decir, la última capa de cada O,
que es la capa 2, formada por los orbitales 2s y 2p)
33. E
1s
2s
2p
O O O··
··
··
··
Triplenlace.com
2px 2py 2pz
El modelo de Lewis no predice de dónde proceden
los electrones que forman los enlaces. Simplemente
predice que se forman dos enlaces, pues de este
modo se satisface que cada átomo de O quede
rodeado por 8 electrones. Por otro lado, se cumple
algo que es bastante habitual: cuando se forma un
doble enlace, uno de ellos es y el otro es
34. E
1s
2s
2p
N N2( Z = 7 )
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2px 2py 2pz
Si en vez de la molécula de O2 consideramos la de N2 ,
sí se podrán formar tres enlaces porque en el N en vez
de existir 2 electrones apareados en el orbital 2px…
35. E
1s
2s
2p
N N2( Z = 7 )
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2px 2py 2pz
solo existe uno y, por
tanto, desapareado
solo existe uno y, por
tanto, desapareado
37. E
1s
2s
2p
N N N······ ·· ··
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2px 2py 2pz
El modelo de Lewis
también predice un triple
enlace para el N2.
(Nomalmente, en los
enlaces triples, uno es
y dos son )
38. E
S
O
( Z = 16 )
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Manteniendo la imagen
de los orbitales del O para
comparar, consideremos
ahora el elemento azufre
39. E
1s
2s
2p
3s
3p
S
O
( Z = 16 )
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Tiene tres capas, pero la
estructura de su última capa
(la tercera) es la misma que la
de la última capa del oxígeno
40. E
1s
2s
2p
3s
3p
S
OS
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Por lo tanto, la representación de esta tercera
capa del S será la misma que la de la segunda
capa del O, pero será más grande porque los
orbitales 3p están más alejados del núcleo.
(Se ha obviado la subcapa 3s porque no
contribuye a los enlaces, al ser interna)
41. E
1s
2s
2p
3s
3p
S
OS
H S H· ·· ···
··
Triplenlace.com
Con esa representación puede
razonarse cómo se formaría la
molécula H2S, cuya estructura
según el modelo de Lewis
sería esta
42. E
1s
2s
2p
3s
3p
S
OS
H S H· ·· ···
··
92,3 o
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Se conocen estos datos
experimentales sobre ella. El
ángulo H – S – H no es muy
diferente de 90 o, que es el
ángulo que forman entre sí
los tres orbitales 3p
Se conocen estos datos
experimentales sobre ella. El
ángulo H – S – H no es muy
diferente de 90o, que es el
ángulo que forman entre sí
los tres orbitales 3p
43. E
H S H· ·· ···
··
1s
2s
2p
3s
3p
S
92,3 o
OH2S
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Por eso se podría pensar que se
enlazarían así 2 orbitales p con
sendos orbitales 1s de cada H. Si
el ángulo real H – S –H real es
algo mayor de 90o podría
argumentarse que se debe a
repulsión entre los átomos de H
44. E
H S H· ·· ···
·· H O H· ·· ···
··
1s
2s
2p
3s
3p
S
92,3 o
OH2S
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La molécula de H2O es análoga
a la de H2S. Por lo tanto, podría
pensarse en aplicar el modelo
de la H2S a la H2O
45. E
H S H· ·· ···
··
104,5 o
H O H· ·· ···
··
1s
2s
2p
3s
3p
S
92,3 o
OH2S
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Pero surge un inconveniente: el
ángulo H – O –H experimental
(104,5o) es mucho mayor de
90o. Como el átomo de O es
más pequeño que el de S, este
ángulo tan grande podría
atribuirse a que los átomos de
H quedarían excesivamente
próximos si el ángulo fuera
cercano a 90o . Es decir, el
ángulo tan grande se explicaría
por la repulsión de los H. Pero,
en cualquier caso, no se podría
usar el modelo de orbitales p
ortogonales (90o entre ellos).
Por eso se recurre a la teoría
de la hibridación de orbitales
47. E
H S H· ·· ···
··
104,5 o
H O H· ·· ···
··
1s
2s
2p
3s
3p
S
92,3 o
H2S
HHH
109,5°
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La idea clave para soluciona el
problema de la molécula de H2O
surge al considerar que el
ángulo 104,5o está más próximo
al ángulo típico de los tetraedros
(109,5o) que a un ángulo recto
(90o)
48. E
1s
2s
2p
O( Z = 8 )
104,5 o
H O H· ·· ···
HHH
109,5°
··
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Se trata de razonar cómo el
átomo de O podría
“organizar” sus orbitales p
para que quede justificado el
ángulo H – O – H = 104,5o
49. E
O
104,5 o
H O H· ·· ···
HHH
1s
2s
2p
109,5°
··
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La argumentación que se
hace es que los orbitales 2s
y los tres 2p del O, por la
influencia de los átomos de
H, se reorganizan
“fundiéndose” o
hibridándose unos con
otros, de modo que en vez
de tener estos cuatro
orbitales…
50. E
O
104,5 o
H O H· ·· ···
HHH
1s
2s
2p
2sp3 109,5°
··
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el O en la molécula H2O tiene estos cuatro, a los
que se les llama “híbridos sp3” por estar formados
por un s y tres p. Su forma aproximada sería la de
la figura. (Se han dibujado los cuatro,
arbitrariamente, en el eje Z. Los electrones se
distribuyen en esos cuatro orbitales según la regla
de Hund de máximo desapareamiento)
51. E
O
104,5 o
H O H· ·· ···
O
H
1s
2s
2p
2sp3 104,5°
··
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Los cuatro orbitales híbridos sp3 adoptarían una
disposición tetraédrica porque esa es la
distribución geométrica que garantiza una mayor
separación entre los orbitales y, por tanto, menor
repulsión entre ellos (los lóbulos pequeños de
cada orbital no se han dibujado por simplicidad)
52. E
O
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
1s
2s
2p
2sp3
104,5°
··
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Como dos de los orbitales sp3 tienen
un solo electrón, estos electrones se
aparearían con sendos electrones de
orbitales 1s de cada hidrógeno
53. E
O
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
1s
2s
2p
2sp3
104,5°
··
Triplenlace.com
La razón de que el ángulo de enlace sea menor
que el tetraédrico (104,5o < 109,5o) podría
explicarse teniendo en cuenta que el oxígeno
tiene dos pares de electrones sin compartir
(como también se ve en la estructura de Lewis)
y que, según se ha podido comprobar en
muchos casos, estos ejercen mayor repulsión
que los pares de enlace
54. E
1s
2s
2p
H C H· ·· ···
H
··H
C ( Z = 6 )
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
104,5°
··
Triplenlace.com
Veamos otra estructura
que también se puede
explicar por hibridación
sp3: la del metano (CH4)
55. E
1s
2s
2p
H C H· ·· ···
H
··H
109,5 o
C ( Z = 6 )
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
104,5°
··
Triplenlace.com
Los datos experimentales
revelan que el ángulo H – C – H
es tetraédrico (en este caso
exactamente tetraédrico). Lo
vamos a poder explicar por una
hibridación sp3 del C igual a la
del O vista antes
56. E
1s
2s
2p
H C H· ·· ···
H
··H
109,5 o
C ( Z = 6 )
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
104,5°
··
Triplenlace.com
57. E
1s
H C H· ·· ···
H
··H
109,5 o
C ( Z = 6 )
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
2s
2p
2sp3 104,5°
··
Triplenlace.com
58. E
1s
H C H· ·· ···
H
··H
109,5 o
C ( Z = 6 )
104,5 o
H O H· ·· ···
H2O
H
2s
2p
2sp3
H
109,5°
104,5°
CH4
··
Triplenlace.com
Es lógico que el ángulo sea
exactamente tetraédrico, ya que los
cuatro enlaces contienen lo mismo:
pares de electrones procedentes
uno del C y uno del H
59. E
1s
2s
2p
B ( Z = 5 )
Triplenlace.com
Vamos a considerar ahora otro tipo de
hibridación distinta a la sp3. Para ello,
tomaremos como ejemplo el boro, cuya
configuración es esta…
60. E
H B H· ·· ···
H
120 o
1s
2s
2p
B
Triplenlace.com
y una de sus moléculas: el borano
(BH3), que se sabe experimentalmente
que tiene estructura plana triangular,
con ángulos de enlace H – B – H
exactamente iguales a 120o. (Su
estructura de Lewis no cumple el
modelo del octeto)
61. E
H B H· ·· ···
H
1s
2s
2p
B
120 o
Triplenlace.com
Como el B tiene que
formar tres enlaces
con el H, necesitaría
tres orbitales que
tuvieran cada uno
un solo electrón.
Pero solo tiene uno.
62. E
H B H· ·· ···
H
1s
2s
2p
B
120 o
Triplenlace.com
Una solución es
proponer una
hibridación entre
el orbital 2s y dos
orbitales p (por
comodidad en la
representación
se escogerá al
2py y al 2pz)
63. E
H B H· ·· ···
H
1s
B
120 o
2s
2p
2sp2
Triplenlace.com
Así se forman tres orbitales híbridos sp2 con los electrones
distribuidos como se muestra (en aplicación de la regla de
Hund de máximo desapareamiento). También quedará un
orbital p sin hibridar (dibujado en verde oscuro)
64. E
H B H· ·· ···
H
1s
B
120 o
2s
2p
2sp2
B
Triplenlace.com
Este sería el orbital p puro, que
quedaría perpendicular al plano…
65. E
H B H· ·· ···
H
1s
B
120 o
2s
2p
2sp2
B
120 o
Triplenlace.com
…formado por los tres orbitales
híbridos sp2. La disposición de
estos sería triangular (ángulos de
120o) porque de ese modo se
minimizan las repulsiones entre
los orbitales
66. E
H B H· ·· ···
H
1s
B
120 o
2s
2p
2sp2
BH3
Triplenlace.com
Los enlaces con los H serían como
se muestra. (Son del tipo porque
los solapamientos son frontales)
67. E
1s
2s
2p
2sp2
H
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
C ( Z = 6 )
Triplenlace.com
Estudiemos ahora el caso del eteno (H2C=CH2), cuya
estructura de Lewis se propone arriba. Mantenemos el
esquema sp2 dibujado para el boro porque lo vamos a
necesitar. Ahora ben, como el C tiene un electrón más
que el B, este se colocará en el orbital p puro
68. E
1s
2s
2p
2sp2
H
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
C ( Z = 6 )
117,4 o
Triplenlace.com
El eteno tiene esta estructura
experimental. Todos los
átomos están en un plano
69. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
Triplenlace.com
Para averiguar su estructura
de enlazamientos podemos
partir de la del borano…
H
70. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
Triplenlace.com
H
teniendo en cuenta que
el orbital 2p puro del C
tiene un electrón
71. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
Triplenlace.com
H
Además, hemos de
quitar este hidrógeno…
72. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
Triplenlace.com
para quedarnos con
un grupo –CH2…
H2C=CH2
73. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
H2C=CH2 Triplenlace.com
al que agregamos otro –CH2
idéntico por la izquierda.
Ambos quedan unidos por
un enlace entre orbitales
híbridos sp2
74. E
H
E
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
Triplenlace.com
Además, entre los orbitales
2p puros de los C…
H2C=CH2
Además, entre los orbitales
2p puros de los C…
75. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
C
117,4 o
Triplenlace.com
H2C=CH2
se forma un enlace . Por
eso el eteno contiene un
enlace doble, como predice
la estructura de Lewis
se forma un enlace . Por
eso el eteno contiene un
enlace doble, como predice
la estructura de Lewis
76. E
H
E
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp2
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
Triplenlace.com
A partir de la estructura del
eteno, dejándola como
referencia, vamos a considerar la
del etino (HCCH) porque nos va
a servir para ilustrar un nuevo
tipo de hibridación: la sp
77. E
H
E
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
Triplenlace.com
En el HCCH solo necesitaríamos
dos orbitales de cada C, uno para
unirse al otro C y otro para
unirse a un H. Esto se puede
conseguir con el modelo de
hibridación dibujado
78. E
H
E
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
Triplenlace.com
Quitaremos primero
los 4 H del H2C=CH2
Quitaremos primero
los 4 H del H2C=CH2
Quitaremos primero
los 4 H del H2C=CH2
Quitaremos primero
los 4 H del H2C=CH2
79. E
H
E
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
Triplenlace.com
80. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
Triplenlace.com
y sustituimos los híbridos sp2 por híbridos sp
(dos híbridos sp para cada C; los que apuntan al
otro C forman un orbital ). Podemos mantener
el orbital que tenía el eteno
HC CH– –
81. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
Triplenlace.com
Agregamos los H, que
formarán enlaces con los C
HC CH
Agregamos los H, que
formarán enlaces con los C
82. EE
1s
H C H· ·· ···
H
H C H· ·· ·
··
H
2s
2p
2sp
H C H·· H C H········C
117,4 o
180 o
HC CH
Triplenlace.com
Y no podemos olvidar que cada C
tiene un segundo orbital 2p puro
que le permite formar un
segundo orbital con el otro C
83. Triplenlace.com
En general:
• la existencia de ángulos de enlace tetraédricos (unos 109o)
se suele relacionar con la hibridación sp3
• los enlaces de 120o, con hibridación sp2
• y los de 180o, con hibridación sp
84. · C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
Hasta ahora, en todos los ejemplos que se han puesto se hibrida
solo el átomo central, no los átomos periféricos. Esto es porque el
átomo periférico de todos los ejemplos ha sido el H. Pero si es otro
elemento, también cabe la posibilidad de que se tenga que recurrir
a su hibridación (y no solo a la del átomo central) para explicar los
enlaces. Un ejemplo es el CO2, cuya estructura según el modelo de
Lewis predice la formación de dos enlaces dobles C=O
85. C
2s 2p
1s2 2s2 2p2
· C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
Esta es la configuración
electrónica del C
86. CO O
2s 2p2s 2p 2s 2p
1s2 2s2 2p21s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p4
· C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
Y estas las de los OY estas las de los O
87. CO O
2sp 2p
2s 2p2s 2p 2s 2p
sp
· C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
Según se ha propuesto,
el C experimenta una
hibridación sp
88. CO O
2sp2 2p 2sp2 2p2sp 2p
2s 2p2s 2p 2s 2p
sp2 sp sp2
· C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
Y los O, sp2Y los O, sp2
89. CO O
2sp2 2p 2sp2 2p2sp 2p
· C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
90. CO O
2sp2 2p 2sp2 2p2sp 2p
· C· OO ······ ····
·· ·· Triplenlace.com
Con las
hibridaciones
indicadas,
estas serían las
disposiciones
espaciales de
los orbitales en
los tres átomos
antes de que
se unan
Nótese que los
orbitales sp2 de un
oxígeno están en un
plano girado 90o
respecto al plano
que contiene los sp2
del otro oxígeno
91. CO O
· C· OO ······ ····
·· ··
2sp2 2p 2sp2 2p2sp 2p
Triplenlace.com
Así serían las uniones
93. Triplenlace.com
Como se ha visto, la teoría del enlace de valencia se basa en considerar la existencia de
enlaces localizados entre dos átomos vecinos de una molécula. Normalmente, ese sistema
de enlaces localizados se correlaciona con una única estructura según el modelo de Lewis.
Pero algunas moléculas solo se entienden bien si se admite que pueden tener varias
estructuras alternativas, en cada una de las cuales los enlaces también están localizados,
pero unen a diferentes parejas de átomos. Cada una de esas estructuras alternativas tiene
su correspondiente estructura de Lewis asociada.
Un ejemplo es el benceno, cuya estructura conocida experimentalmente se entiende bien
si se supone que no es ni la de la izquierda ni la de la derecha, sino un “híbrido” entre las
dos. Se dice que existe resonancia entre ellas.
94. Triplenlace.com
Experimentalmente se sabe que, en general, los enlaces dobles
C=C son más cortos que los enlaces sencillos C–C. Pero en la
molécula de benceno todos los enlaces tienen la misma
longitud. Por lo tanto, aunque las dos estructuras escritas son
satisfactorias desde el punto de vista de la teoría del enlace de
valencia y desde el punto de vista del modelo del octeto de
Lewis, ninguna de las dos puede ser real. Se acepta que la
verdadera es un “híbrido de resonancia” entre ambas
95. C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
Triplenlace.com
Veamos otro ejemplo: el anión CO3
2–. Partimos de las
configuraciones electrónicas de las capas de valencia del C y el O
96. 120 o
CO3
2–
C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
Triplenlace.com
Se sabe experimentalmente que
la estructura de la molécula-ion
CO3
2– es así. Como se puede
deducir, la tres distancias C–O
son iguales
97. C
OO
O
– –
C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
Triplenlace.com
Una estructura de Lewis adecuada
es esta (cada rayita representa dos
electrones). (Hay que tener en
cuenta que, aunque entre el C y los
O el número total de electrones de
valencia aportados es 4 + 6 + 6 + 6 =
22, hay que añadir dos electrones
más que son los que dan la carga 2–
a esta especie. Por tanto, hay que
colocar 24 electrones en total
Cada O tiene una carga
negativa porque los
electrones de cada átomo en
la molécula se cuentan así: los
no compartidos más la mitad
de los compartidos en
enlaces. Por lo tanto, cada O
tiene 7 electrones, uno más
que los que tiene de forma
natural (6). De ahí la carga 1–
98. C
OO
O
– –
C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
Triplenlace.com
Ahora bien, como en esta
molécula se sabe
experimentalmente que los tres
enlaces tienen la misma longitud,
esa estructura no puede ser
correcta, ya que un enlace doble
es más corto que uno sencillo
Ahora bien, como en esta
molécula se sabe
experimentalmente que los tres
enlaces tienen la misma longitud,
esa estructura no puede ser
correcta, ya que un enlace doble
es más corto que uno sencillo
99. C
OO
O
C
OO
C
OO
O O
–
– – –
–
–
C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
Triplenlace.com
Se acude entonces al modelo de la
resonancia formulando estas otras
especies, en las que el doble enlace se
cambia de posición
Se acude entonces al modelo de la
resonancia formulando estas otras
especies, en las que el doble enlace se
cambia de posición
100. C
OO
O
C
OO
C
OO
O O
–
– – –
–
–
C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
⟷ ⟷
Triplenlace.com
Ninguna de esas especies tiene existencia real. Se acude a
las tres simplemente para explicar que la especie real es
una especie de “mezcla” o híbrido entre ellas…
101. C
OO
O
2–
C O
1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p4
Triplenlace.com
que se puede representar
simplificadamente así
El orden de cada enlace es
el valor medio de los de las
tres estructuras, es decir:
(2 + 1 + 1) / 3 = 1,33
102. ⟷ ⟷
Triplenlace.com
Algo parecido se puede argumentar para el ion nitrato,
del se sabe experimentalmente que las tres distancias
N–O son iguales. Para explicarlo se pueden proponer
estas tres estructuras de Lewis en resonancia (se han
omitido los pares de electrones sin compartir de los O)
103. ⟷ ⟷
⟷⟷
⟷
⟷
Triplenlace.com
Y esta es la propuesta para el ion sulfato. Como se
ve el S tiene más de 8 electrones alrededor. Es lo
que se llama un octeto ampliado, relativamente
común en los compuestos del S
104. Triplenlace.com
El modelo de la resonancia no solo tiene validez para explicar
aspectos estructurales de las moléculas (como sus distancias de
enlace) sino también, en ocasiones, para justificar su reactividad.
Esta molécula es la anilina. Se comprueba experimentalmente que
la presencia del grupo –NH2 modifica la densidad de carga de los
átomos de C del anillo, pero no por igual en todos los C. Esto se
puede racionalizar como se explica a continuación.
(En la estructura, por simplicidad, se han omitido los 5 átomos de H unidos a
átomos de C del anillo)
105. Triplenlace.com
Se puede pensar en una estructura
resonante de la primera como esta
Las flechas amarillas explican cómo se puede
entender la relación entre ambas
estructuras. El par de electrones del NH2 se
“movería” para formar un doble enlace. Pero
como eso provocaría que se acumularan dos
dobles enlaces sobre un C, al mismo tiempo
los electrones del doble enlace del anillo se
cargarían sobre un átomo de C, con lo cual
este adquiriría carga negativa
108. Triplenlace.com
Lo más interesante es que se sabe experimentalmente que cuando un reactivo
electrófilo (“buscador de electrones”) ataca químicamente a ese anillo, el ataque se
produce preferentemente sobre alguno de los tres carbonos que tienen caga
negativa. (En química orgánica a este efecto se le llama mesomería)
La estructura real de la anilina se
puede postular que es un híbrido
de resonancia de esas cinco
Notas del editor
Radio del S: aprox. 1 amgstrom; radio del hidrógeno: aproximadamente 0,3 amgstrom
Tamaño átomo oxígeno: unos 0,6 amgstrom; tamaño átomo hidrógeno: unos 0,3 amgstrom
Tamaño átomo oxígeno: unos 0,6 amgstrom; tamaño átomo hidrógeno: unos 0,3 amgstrom
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
Tamaño átomo carbono: 0,6 amgstrom (aprox.)
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
Tamaño átomo carbono: 0,6 amgstrom (aprox.)
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
Tamaño átomo carbono: 0,6 amgstrom (aprox.)
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
Tamaño átomo carbono: 0,6 amgstrom (aprox.)
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
En H2Se, 91 º y 146 pm
Tamaño átomo carbono: 0,6 amgstrom (aprox.)
En H2O: 104,5 º y 96 pm
En H2S: 92,3 º y 134 pm
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