Este documento presenta una serie de ejercicios de formulación química para repasar la formulación de sustancias compuestas binarias y ternarias, así como ácidos y oxoaniones. Los ejercicios incluyen formular compuestos, ácidos e iones; nombrar sustancias químicas dados sus símbolos; y formular sales binarias y ternarias indicando el anión, catión y la sal resultante.
Este documento es una guía para los temas 2 y 3 de la asignatura de Química I. Contiene cuatro secciones con ejercicios para identificar números cuánticos y propiedades de elementos químicos, como su número atómico, grupo y período en la tabla periódica, electronegatividad, radio atómico y carácter metálico. Los estudiantes deben resolver cada sección, que incluye identificar números cuánticos, propiedades magnéticas, ubicar elementos en la tabla periódica y ordenarlos seg
Este documento trata sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, el número de Avogadro, fórmulas moleculares y reacciones químicas. Explica que el número de Avogadro (6.022x1023) representa la cantidad de unidades fundamentales como átomos o moléculas en 1 mol de sustancia. También describe cómo se pueden deducir fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos en una sustancia.
Las siguientes sustancias son generalmente solubles en agua: sales de los metales alcalinos como el sodio y el potasio, excepto las del litio; la mayoría de los haluros, excepto los de plata, mercurio y plomo; las sales de los ácidos nítrico, clórico y perclórico; la mayoría de las sales del ácido sulfúrico, excepto las de bario, mercurio, plomo y plata; e hidróxidos de los metales alcalinos. Las sales de los ácidos carbónico, fos
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
La regla del octeto establece que los átomos tienden a completar su capa de valencia con 8 electrones para alcanzar una configuración estable como un gas noble. Existen algunas excepciones a esta regla, como cuando los átomos tienen menos de 3 electrones de valencia o cuando pueden formar "octetos expandidos" con más de 8 electrones en su capa de valencia. La regla del dueto también establece que los átomos de H, Li y Be tienden a completar su último nivel con 2 electrones.
1) El documento presenta varias cuestiones sobre el pH de disoluciones acuosas de sales.
2) Proporciona datos como constantes de acididad y basicidad para determinar si las disoluciones son ácidas, básicas o neutras.
3) Explica que las sales se hidrolizan en iones y que depende de si el ión resultante actúa como ácido o base conjugada se determina el pH.
Este documento presenta una serie de ejercicios de formulación química para repasar la formulación de sustancias compuestas binarias y ternarias, así como ácidos y oxoaniones. Los ejercicios incluyen formular compuestos, ácidos e iones; nombrar sustancias químicas dados sus símbolos; y formular sales binarias y ternarias indicando el anión, catión y la sal resultante.
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Este documento trata sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, el número de Avogadro, fórmulas moleculares y reacciones químicas. Explica que el número de Avogadro (6.022x1023) representa la cantidad de unidades fundamentales como átomos o moléculas en 1 mol de sustancia. También describe cómo se pueden deducir fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos en una sustancia.
Las siguientes sustancias son generalmente solubles en agua: sales de los metales alcalinos como el sodio y el potasio, excepto las del litio; la mayoría de los haluros, excepto los de plata, mercurio y plomo; las sales de los ácidos nítrico, clórico y perclórico; la mayoría de las sales del ácido sulfúrico, excepto las de bario, mercurio, plomo y plata; e hidróxidos de los metales alcalinos. Las sales de los ácidos carbónico, fos
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
La regla del octeto establece que los átomos tienden a completar su capa de valencia con 8 electrones para alcanzar una configuración estable como un gas noble. Existen algunas excepciones a esta regla, como cuando los átomos tienen menos de 3 electrones de valencia o cuando pueden formar "octetos expandidos" con más de 8 electrones en su capa de valencia. La regla del dueto también establece que los átomos de H, Li y Be tienden a completar su último nivel con 2 electrones.
1) El documento presenta varias cuestiones sobre el pH de disoluciones acuosas de sales.
2) Proporciona datos como constantes de acididad y basicidad para determinar si las disoluciones son ácidas, básicas o neutras.
3) Explica que las sales se hidrolizan en iones y que depende de si el ión resultante actúa como ácido o base conjugada se determina el pH.
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
Ley de las proporciones recíprocas (richter)FerneyEscobar2
La Ley de las proporciones recíprocas establece que los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado dan la relación de pesos de estos elementos cuando se combinan entre sí. Esta ley fue importante para el desarrollo de la química y el concepto de mol y fórmula química. La ley permite establecer el peso equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia.
Este documento presenta una exposición sobre los tipos de reacciones químicas. Define una reacción química y explica cómo se representan mediante ecuaciones químicas. Luego clasifica las reacciones químicas en cinco categorías dependiendo de la velocidad, extensión, efectos energéticos, sustancias reaccionantes y transferencia de electrones. Proporciona ejemplos para cada categoría.
El documento describe los compuestos químicos conocidos como oxoácidos u oxácidos. Explica que son compuestos ternarios formados por la combinación de un óxido ácido con agua, según la fórmula óxido ácido + agua → oxácido. Luego presenta las fórmulas, nombres y ecuaciones químicas de formación de los principales oxácidos del nitrógeno, como el ácido nítrico y el ácido nitroso.
Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, y que existen dos tipos principales: los enlaces iónicos y los enlaces covalentes. Los enlaces iónicos se forman entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes se forman entre no metales.
El documento describe las propiedades físicas y químicas del etileno. El etileno es un compuesto orgánico formado por dos átomos de carbono unidos por un doble enlace. Tiene una estructura molecular plana con un ángulo de enlace de 117° entre los átomos de hidrógeno y carbono. El etileno es un gas incoloro a temperatura ambiente con una densidad de 1.1780 kg/m3 y una masa molar de 28.05 g/mol.
Practicas de laboratorio enlaces y compuestos quimicos inorganicosnacq
1) El documento describe diferentes tipos de enlaces y compuestos químicos inorgánicos, incluyendo la formación de óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. 2) Explica que los átomos se unen para formar compuestos debido a que así tienen menor energía y mayor estabilidad, describiendo los enlaces iónico, covalente y metálico. 3) Detalla los procesos de formación de óxidos básicos y ácidos, hidróxidos, ácidos como oxácidos e hidrácidos
Este documento presenta varias reacciones químicas de oxidación-reducción. En cada reacción, una sustancia se oxida al ceder electrones, mientras que otra se reduce al ganar electrones. Las reacciones implican la transferencia de electrones entre los agentes reductores y oxidantes para formar nuevos productos químicos.
Este documento presenta los principios básicos de la nomenclatura de compuestos orgánicos. Explica cómo nombrar alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes y otros compuestos orgánicos según las reglas de la IUPAC. También discute la nomenclatura sistemática común y los nombres triviales. El documento provee ejemplos para ilustrar cómo aplicar las reglas de nomenclatura a diferentes tipos de compuestos.
Este documento describe las estructuras de Lewis, incluyendo la regla del octeto, formas resonantes, carga formal y excepciones a la regla del octete. Explica cómo dibujar estructuras de Lewis asignando pares de electrones compartidos y no compartidos para completar el octete de cada átomo. También cubre conceptos como moléculas con números impares de electrones de valencia y aquellas donde los átomos tienen más o menos de ocho electrones en su capa de valencia.
Tabla Periodica, configuración electronica y electrones de valenciaJorge Arizpe Dodero
El documento habla sobre la tabla periódica, la configuración electrónica y los electrones de valencia. Explica que los períodos se relacionan con el máximo nivel de energía, y que los grupos se relacionan con el último subnivel de la configuración. También describe cómo los átomos buscan la máxima estabilidad al ganar o perder electrones para llenar su capa exterior, y define a los electrones de valencia como aquellos en el último nivel de energía que ayudan a formar enlaces.
Este documento proporciona información sobre ácidos y bases. Brevemente describe que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales y carbonatos para producir hidrógeno y dióxido de carbono respectivamente. Las bases tienen sabor amargo y muchos jabones contienen bases. También define ácidos y bases de Arrhenius y Brønsted-Lowry y explica las propiedades del agua como ácido-base débil y la relación entre pH, pOH e ionización del agua.
Este documento describe una práctica de laboratorio sobre los diferentes tipos de enlaces químicos. Explica los enlaces iónico, covalente y metálico, e incluye una tabla con los resultados de experimentos que identificaron estos enlaces mediante la conductividad eléctrica de varias sustancias en solución. Los estudiantes concluyeron que las sustancias con el mismo tipo de enlace son solubles entre sí, mientras que sustancias con enlaces diferentes no lo son.
La práctica de laboratorio describió los pasos para producir etileno mediante la deshidratación del etanol con ácido sulfúrico. Esta reacción peligrosa genera etileno gaseoso y regenera el ácido sulfúrico, mientras que pierde agua. Se realizaron pruebas como la adición de agua de bromo y permanganato de potasio para confirmar la producción de etileno.
Este documento presenta los resultados de tres actividades realizadas en un laboratorio de química general. La primera actividad identifica la estructura y tipo de enlace de varias sustancias. La segunda analiza los cambios que ocurren cuando se calientan estas sustancias. La tercera mide la capacidad de conducción eléctrica de diferentes soluciones. Los resultados muestran que los compuestos iónicos tienden a conducir mejor la electricidad y tienen puntos de fusión más altos que los compuestos covalentes.
Este documento describe las reacciones de doble sustitución o intercambio iónico, donde dos reactivos reaccionan para formar dos productos a través del intercambio de iones. Existen dos tipos de reacciones de doble sustitución: aquellas con compuestos solubles y aquellas con compuestos insolubles. La reacción general se representa como AB + CD → AD + BC, donde A, B, C y D son sustancias químicas que intercambian lugares. Como ejemplo se presenta la reacción entre nitrato
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, covalente coordinado y metálico. Explica las características de cada enlace como la transferencia de electrones, la estructura atómica resultante, y las propiedades de los compuestos formados. También cubre las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
Este documento presenta una introducción al enlace químico, incluyendo los tipos de enlace iónico, covalente y metálico. Explica conceptos como la estructura de Lewis, los diferentes tipos de enlace covalente, las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos, y las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. El documento también incluye ejemplos ilustrativos de cada tipo de enlace y concepto.
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
Ley de las proporciones recíprocas (richter)FerneyEscobar2
La Ley de las proporciones recíprocas establece que los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado dan la relación de pesos de estos elementos cuando se combinan entre sí. Esta ley fue importante para el desarrollo de la química y el concepto de mol y fórmula química. La ley permite establecer el peso equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia.
Este documento presenta una exposición sobre los tipos de reacciones químicas. Define una reacción química y explica cómo se representan mediante ecuaciones químicas. Luego clasifica las reacciones químicas en cinco categorías dependiendo de la velocidad, extensión, efectos energéticos, sustancias reaccionantes y transferencia de electrones. Proporciona ejemplos para cada categoría.
El documento describe los compuestos químicos conocidos como oxoácidos u oxácidos. Explica que son compuestos ternarios formados por la combinación de un óxido ácido con agua, según la fórmula óxido ácido + agua → oxácido. Luego presenta las fórmulas, nombres y ecuaciones químicas de formación de los principales oxácidos del nitrógeno, como el ácido nítrico y el ácido nitroso.
Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, y que existen dos tipos principales: los enlaces iónicos y los enlaces covalentes. Los enlaces iónicos se forman entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes se forman entre no metales.
El documento describe las propiedades físicas y químicas del etileno. El etileno es un compuesto orgánico formado por dos átomos de carbono unidos por un doble enlace. Tiene una estructura molecular plana con un ángulo de enlace de 117° entre los átomos de hidrógeno y carbono. El etileno es un gas incoloro a temperatura ambiente con una densidad de 1.1780 kg/m3 y una masa molar de 28.05 g/mol.
Practicas de laboratorio enlaces y compuestos quimicos inorganicosnacq
1) El documento describe diferentes tipos de enlaces y compuestos químicos inorgánicos, incluyendo la formación de óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. 2) Explica que los átomos se unen para formar compuestos debido a que así tienen menor energía y mayor estabilidad, describiendo los enlaces iónico, covalente y metálico. 3) Detalla los procesos de formación de óxidos básicos y ácidos, hidróxidos, ácidos como oxácidos e hidrácidos
Este documento presenta varias reacciones químicas de oxidación-reducción. En cada reacción, una sustancia se oxida al ceder electrones, mientras que otra se reduce al ganar electrones. Las reacciones implican la transferencia de electrones entre los agentes reductores y oxidantes para formar nuevos productos químicos.
Este documento presenta los principios básicos de la nomenclatura de compuestos orgánicos. Explica cómo nombrar alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes y otros compuestos orgánicos según las reglas de la IUPAC. También discute la nomenclatura sistemática común y los nombres triviales. El documento provee ejemplos para ilustrar cómo aplicar las reglas de nomenclatura a diferentes tipos de compuestos.
Este documento describe las estructuras de Lewis, incluyendo la regla del octeto, formas resonantes, carga formal y excepciones a la regla del octete. Explica cómo dibujar estructuras de Lewis asignando pares de electrones compartidos y no compartidos para completar el octete de cada átomo. También cubre conceptos como moléculas con números impares de electrones de valencia y aquellas donde los átomos tienen más o menos de ocho electrones en su capa de valencia.
Tabla Periodica, configuración electronica y electrones de valenciaJorge Arizpe Dodero
El documento habla sobre la tabla periódica, la configuración electrónica y los electrones de valencia. Explica que los períodos se relacionan con el máximo nivel de energía, y que los grupos se relacionan con el último subnivel de la configuración. También describe cómo los átomos buscan la máxima estabilidad al ganar o perder electrones para llenar su capa exterior, y define a los electrones de valencia como aquellos en el último nivel de energía que ayudan a formar enlaces.
Este documento proporciona información sobre ácidos y bases. Brevemente describe que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales y carbonatos para producir hidrógeno y dióxido de carbono respectivamente. Las bases tienen sabor amargo y muchos jabones contienen bases. También define ácidos y bases de Arrhenius y Brønsted-Lowry y explica las propiedades del agua como ácido-base débil y la relación entre pH, pOH e ionización del agua.
Este documento describe una práctica de laboratorio sobre los diferentes tipos de enlaces químicos. Explica los enlaces iónico, covalente y metálico, e incluye una tabla con los resultados de experimentos que identificaron estos enlaces mediante la conductividad eléctrica de varias sustancias en solución. Los estudiantes concluyeron que las sustancias con el mismo tipo de enlace son solubles entre sí, mientras que sustancias con enlaces diferentes no lo son.
La práctica de laboratorio describió los pasos para producir etileno mediante la deshidratación del etanol con ácido sulfúrico. Esta reacción peligrosa genera etileno gaseoso y regenera el ácido sulfúrico, mientras que pierde agua. Se realizaron pruebas como la adición de agua de bromo y permanganato de potasio para confirmar la producción de etileno.
Este documento presenta los resultados de tres actividades realizadas en un laboratorio de química general. La primera actividad identifica la estructura y tipo de enlace de varias sustancias. La segunda analiza los cambios que ocurren cuando se calientan estas sustancias. La tercera mide la capacidad de conducción eléctrica de diferentes soluciones. Los resultados muestran que los compuestos iónicos tienden a conducir mejor la electricidad y tienen puntos de fusión más altos que los compuestos covalentes.
Este documento describe las reacciones de doble sustitución o intercambio iónico, donde dos reactivos reaccionan para formar dos productos a través del intercambio de iones. Existen dos tipos de reacciones de doble sustitución: aquellas con compuestos solubles y aquellas con compuestos insolubles. La reacción general se representa como AB + CD → AD + BC, donde A, B, C y D son sustancias químicas que intercambian lugares. Como ejemplo se presenta la reacción entre nitrato
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, covalente coordinado y metálico. Explica las características de cada enlace como la transferencia de electrones, la estructura atómica resultante, y las propiedades de los compuestos formados. También cubre las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
Este documento presenta una introducción al enlace químico, incluyendo los tipos de enlace iónico, covalente y metálico. Explica conceptos como la estructura de Lewis, los diferentes tipos de enlace covalente, las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos, y las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. El documento también incluye ejemplos ilustrativos de cada tipo de enlace y concepto.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos e intermoleculares. Los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre metales y no metales, mientras que los enlaces covalentes implican el compartir de electrones entre átomos no metálicos. Los enlaces metálicos surgen de la deslocalización de electrones en una estructura cristalina de cationes metálicos. Cada tipo de enlace da como resultado propiedades distint
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo los átomos se unen para formar moléculas o iones mediante fuerzas eléctricas, y cómo la configuración electrónica determina el comportamiento químico de los átomos. También cubre conceptos como la estructura de Lewis, la polaridad de los enlaces, y las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.
El documento describe el enlace covalente, que se forma por la compartición de electrones de valencia entre dos átomos no metálicos. Esto da como resultado un orbital molecular que une a los átomos y los estabiliza con menor energía que cuando están separados. La geometría molecular se puede predecir usando la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia, en la cual los pares de electrones se disponen para minimizar la repulsión.
Este documento presenta una introducción al enlace químico, incluyendo los tipos de enlace iónico, covalente y metálico. Explica conceptos como la estructura de Lewis, la ionización, la electronegatividad y las propiedades de los diferentes tipos de compuestos. También cubre las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
El documento explica los conceptos fundamentales del enlace covalente, incluyendo su formación mediante el intercambio de electrones de valencia entre átomos, la teoría de Lewis sobre la estructura atómica y molecular, y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares de electrones.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Explica conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, la resonancia y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares electrónicos.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, y metálico. Explica conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la estructura cristalina de compuestos iónicos, y las teorías de Lewis, resonancia, y repulsión de pares electrónicos para describir enlaces covalentes.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, y metálico. Explica conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, resonancia, y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares electrónicos.
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. El enlace iónico se produce entre un metal y un no metal, dando lugar a iones positivos y negativos unidos por atracciones electrostáticas. El enlace covalente implica el compartir de electrones entre átomos para alcanzar la configuración del gas noble. El enlace metálico se caracteriza por la deslocalización de electrones en una "nube electrónica" que rodea los cationes metálicos ordenados en una red crist
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. El enlace iónico se produce entre un metal y un no metal, dando lugar a iones positivos y negativos unidos por atracciones electrostáticas. El enlace covalente se forma por el solapamiento de orbitales atómicos entre átomos para compartir electrones. El enlace metálico implica la deslocalización de electrones en una red cristalina formada por cationes metálicos.
El documento trata sobre los diferentes tipos de enlace químico. Define el enlace químico como las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos. Explica los enlaces iónico, covalente y metálico, incluyendo sus definiciones, formaciones y propiedades. También cubre conceptos como electronegatividad, estructuras de Lewis, regla del octeto y resonancia.
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y de hidrógeno. Explica la teoría de Lewis y cómo se usa para predecir la geometría molecular basada en la repulsión de pares de electrones. También cubre conceptos como estructura cristalina, momento dipolar, y polaridad en moléculas.
Este documento presenta una introducción a la clasificación periódica de los elementos y los principales tipos de enlaces químicos. Explica que los elementos se agrupan de acuerdo a sus propiedades periódicas y describe los grupos principales incluyendo metales alcalinos, metales alcalinotérreos y no metales. Además, introduce los conceptos de enlace iónico, enlace metálico y enlace covalente, describiendo las características de cada uno.
Los átomos se unen para alcanzar la mínima energía posible. Existen diferentes tipos de enlaces como el iónico, covalente y metálico. En el enlace iónico los iones se atraen electrostáticamente formando redes cristalinas, mientras que en el covalente los átomos comparten electrones de valencia. La geometría molecular depende de la teoría de repulsión de pares electrónicos.
El documento describe diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica que los enlaces covalentes involucran el intercambio de electrones entre átomos, mientras que los enlaces metálicos involucran electrones móviles que rodean los núcleos atómicos positivos. También discute la teoría de Lewis sobre la configuración electrónica de los átomos y su tendencia a alcanzar 8 electrones en su capa exterior.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, y metálico. Explica que los enlaces se forman debido a la tendencia de los átomos a alcanzar la configuración electrónica de un gas noble, ya sea a través de la transferencia o el compartimiento de electrones. También describe las representaciones de Lewis de moléculas y los conceptos de polaridad molecular y carga formal.
Este documento presenta los contenidos sobre el enlace químico. Se discuten los tipos de enlace, incluyendo el enlace iónico, covalente y metálico. También se explican conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, la resonancia, y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares electrónicos. Finalmente, se analizan las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes, así como la estructura cristalina de los compuestos ión
2. 2
Contenidos (1)
1.- El enlace químico.
1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.
1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.
2.- Justificación de la fórmula de los
principales compuestos binarios.
3.- Enlace covalente coordinado.
4.- Parámetros que caracterizan a los
compuestos covalentes.
3. 3
Contenidos (2)
5.- Carácter iónico del enlace covalente.
6.- Momento dipolar. Geometría de los
compuestos covalentes.
7.- Fuerzas intermoleculares.
7.1. Enlace de Hidrógeno.
7.2. Fuerzas de Van der Waals
8.- Introducción al enlace metálico.
9.- Propiedades de los compuestos
iónicos, covalentes y metálicos.
4. 4
Enlace químico
Son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos entre sí para formar moléculas o iones.
Son de tipo eléctrico.
Al formarse un enlace se desprende energía.
La distancia a la que se colocan los átomos es a
la que se desprende mayor energía
produciéndose la máxima estabilidad.
Los átomos se unen pues, porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separado.
6. 6
Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los a´tomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración
electrónica similar a la que tienen los gases
nobles (1 s2 o n s2p6).
El comportamiento químico de los átomos viene
determinado por la estructura electrónica de
su última capa (capa de valencia).
Para conseguir la conf. electrónica de gas
noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).
7. 7
Tipos de enlaces
Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente
– Metálico
Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.
8. 8
Enlace iónico
Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a
perderlos para quedar con la capa anterior
completa (estructura de gas noble)
convirtiéndose en cationes.
Los no-metales tienen casi completa su capa
de valencia y tienden a capturar los
electrones que les faltan convirtiéndose en
aniones y conseguir asimismo la estructura
de gas noble.
9. 9
Reacciones de ionización
Los metales se ionizan perdiendo electrones:
M – n e– → Mn+
Los no-metales se ionizan ganando electrones:
N + n e– → Nn–
Ejemplos:
Metales: Na – 1 e– → Na+
Ca – 2 e– → Ca2+
Fe – 3 e– → Fe3+
No-metales: Cl + 1 e– → Cl–
O + 2 e– → O2–
10. 10
Enlace iónico (cont)
En enlace iónico se da por la atracción
electrostática entre cargas de distinto signo,
formando una estructura cristalina.
Ejemplo: Na ––––––→ Na+
1 e–
Cl ––––––→ Cl–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–
uniéndose a todos ellos con la misma fuerza,
es decir, no existe una fuerza especial entre el
Cl– y el Na+ que le dio el e–.
La fórmula de estos compuestos es empírica.
11. 11
Ejemplo: Escribir las reacciones de
ionización y deducir la fórmula del
compuesto iónico formado por oxígeno y
aluminio.
Las reacciones de ionización serán:
(1) Al – 3 e– → Al3+
(2) O + 2 e– → O2–
Como el número de electrones no coincide,
para hacerlos coincidir se multiplica la
reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
2 ·(1) 2 Al – 6 e– → 2 Al3+
3 ·(2) 3 O + 6 e– → 3 O2–
Sumando: 2 Al + 3 O → 2 Al3++ 3 O2–
La fórmula empírica será Al2O3
12. 12
Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
Molecula.fli
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.
13. 13
Propiedades de los
compuestos iónicos
Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o
fundido.
Frágiles.
15. 15
Enlace covalente
Se da entre dos átomos no-metálicos
por compartición de e– de valencia.
La pareja de e– (generalmente un e– de
cada átomo) pasan a girar alrededor de
ambos átomos en un orbital molecular.
Si uno de los átomos pone los 2 e – y el
otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”.
16. 16
Estructura de Lewis.
Consiste en representar con puntos “·” o “x”
los e– de la capa de valencia.
Ejemplos:
Grupo: 17 16 15 14
Átomo: Cl O N C
Nº e– val. 7 6 5 4
·· · · ·
: Cl · :O· :N· ·C·
·· ·· · ·
17. 17
Enlace covalente.
Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.
18. 18
Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.
Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.
19. 19
Ejemplos de
enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales.
Enl. covalente simple Fórmula
2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
Enl. covalente doble
· · x ·x
2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
Enl. covalente triple
· · x ·x
2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2
· · x ·x
20. 20
Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben tener 8 e– en su
última capa (regla del octeto) a excepción del
hidrógeno que completa su única capa con
tan sólo 2 e– .
La pareja de e– compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “δ–” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “δ+”.
21. 21
Ejemplos de
enlace covalente polar.
·· ·· ·· δ+ δ–
:Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HCl
·· ·· ··
·· ·· ·· δ+ δ–
· O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ H2O
·· ·· ··
δ– δ+
·· ·· ··
· N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NH3
· ·x |
H H
δ+
+ δ–
–
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ Cl2O
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
22. 22
Ejercicio: Escribe la representación de
Lewis y decide cuál será la fórmula
de un compuesto formado por Si y S.
La representación de Lewis de cada átomo es:
· ·
· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16)
· ··
La representación de Lewis de molecular será:
·· ··
: S = Si = S :
La fórmula molecular será pues: SiS2
23. Cuestión de 23
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
Cuatro elementos diferentes A,B,C,D
(Septiembre 97)tienen número atómico 6,9,13 y 19
(Septiembre 97)
respectivamente. Se desea saber: a) El número de
electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su
clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de
los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal
A 6 4 No-metal
B 9 7 No-metal
C 13 3 Metal
D 19 1 Metal
c) DB < CB3 < AB4 < B2
24. 24
Momento dipolar (µ)
Es un vector que depende de la diferencia de
electronegatividad de los átomos.
La punta de flecha se dirige hacia el átomo
con “δ –”.
Cada enlace polar tiene un µ, pero la molécula
será polar sólo si la suma de los momentos
dipolares no se anula.
Así el H2O y el NH3 tienen µ neto ≠ 0, mientras
que moléculas como el CO2 o el CH4 tienen
µ neto = 0 y son apolares.
26. 26
Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos
pone los 2 e– y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “→” que
parte del átomo que pone la pareja de e – .
Ejemplo:
·· ··
Hx ·O ·x H + H → H–O–H ⇒
+
H3O+
·· ↓
H
+
+ +
27. 27
Compuestos covalentes
atómicos.
Forman enlaces
covalentes simples
en dos o tres
dimensiones del
espacio con
átomos distintos.
Ejemplos:
SiO2, C (diamante),
C (grafito)
ESTRUCTURA DEL GRAFITO
28. 28
Propiedades de los
compuestos covalentes
Moleculares Atómicos
Puntos de fusión y Puntos de fusión y
ebullición bajos. ebullición muy
Los comp.covalentes elevados.
apolares (puros) son
solubles en disolventes Insolubles en todos
apolares y los polares los disolventes.
en disolventes polares. No conductores (el
Conductividad parcial grafito sí presenta
sólo en compuestos conductividad por la
polares. deslocalización de un e– de
cada átomo).
29. 29
Enlace metálico.
Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– .
Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e– ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión
concreto (mar de e– ).
Los e– están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.
31. 31
Propiedades de los compuestos
metálicos.
Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque suelen
ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales presión
formando aleaciones.
Muy buenos conductores en
estado sólido.
Son dúctiles y maleables
(no frágiles).
32. 32
Fuerzas intermoleculares
Enlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “δ+” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.
Fuerzas de Van der Waals:
– Fuerzas de dispersión (London)
– Atracción dipolo-dipolo
33. 33
Fuerzas intermoleculares (cont.)
Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se
desplaza al azar hacia uno de los átomos y la
molécula queda polarizada instantáneamente.
Este dipolo instantáneo induce la formación
de dipolos en moléculas adyacentes.
Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.
34. 34
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo