qui semana 3 ii enla i quimic
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Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
CICLO 2012-I Módulo: IUnidad: II Semana: 3
QUIMICA GENERAL
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CONTENIDOS TEMÁTICOS
Enlace químico Características del enlace químico Propiedades Problemas de analisis Enlace covalente Enlace moleculares Trabajo de investigación
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Meditemos
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¿Por qué se forman compuestos?
Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan estabilidad liberan energía
Un compuesto iónico
El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes
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Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos moleculares muy complejos.
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¿Qué es un enlace químico?
Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre los átomos u otras especies químicas, confiriendo confiriendo estabilidadestabilidad a los conjuntos formados.
Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químicoenlace químico.
Un enlace químico resultará de la redistribución de los electrones de los átomos y partículas participantes, y ésta es la causa de que la energía total del sistema llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más estable.
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Electronegatividad y enlaceLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.
Generalmente:Si ∆EN >=1,7 es iónico; ∆EN <=1,7 es covalente
H2,1
Li1,0
Be1,5
B2,0
C2,5
N3,0
O3,5
F4,0
Na0,9
Mg1,2
Al1,5
Si1,8
P2,1
S2,5
Cl3,0
K0,8
Ca1,0
Sc1,3
Ti1,5
V1,6
Cr1,6
Mn1,5
Fe1,8
Co1,8
Ni1,8
Cu1,9
Zn1,6
Ga1,6
Ge1,8
As2,0
Se2,4
Br2,8
Rb0,8
Sr1,0
In1,7
Sn1,8
Sb1,9
Te2,1
I2,5
Cs0,7
Ba0,9
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Electronegatividad y enlace
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Tipos de enlace
• Interatómicos– Iónico– Covalente– Metálico
• Intermoleculares– Fuerzas de London– Interacciones dipolo-dipolo– Enlaces puente de hidrógeno
Metano
CH4(g)
Agua
H2O(l)
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Tipos de enlaces interatómicos
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Enlace Iónico
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¿Cómo se forma el enlace iónico?
N a
1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1
+ C l
N e 3 s 2 3 p 5
E N = 0 , 9 E N = 3 , 0
E l c l o r o g a n ae l e c t r o n e s
c o n f a c i l i d a d !E l s o d i o p i e r d e e l e c t r o n e sf á c i l m e n t e !
N a C l
1 s 2 2 s 2 2 p 6
N e 3 s 2 3 p 6
a m b o s c o m p l e t a n e l o c t e t o !
a t r a c c i ó n e l e c t r o s t á t i c a e n t r e c a r g a s o p u e s t a s !
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Teoría de Lewis
• Los electrones de valencia son los que intervienen en la formación de enlaces.
• Los electrones buscan aparearse para ganar estabilidad (regla del dueto).
• Los electrones con transferidos o compartidos hasta que el átomo obtenga la configuración de gas noble (regla del octeto).
• En la representación de Lewis, el símbolo representa al núcleo y a los electrones del kernel, y los puntos a los electrones de valencia,
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Estructuras de Lewis de compuestos iónicos
BaO
MgCl2
Ba •• O•
••
•••
••O••
••
••Ba
2+2-
Mg ••
Cl•••
••••
Cl•••
••
••
••Cl••
••
••Mg
2+-
2
Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se representan entre corchetes.
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Los compuestos iónicos
Un ion no solo atrae un contraion sino varios otros más, de acuerdo a su tamaño y carga,
por lo que cada ion estará siempre rodeado de un número determinado de iones de signo
contrario, y un compuesto iónico será por lo tanto una estructura tridimensional, llamada
RED CRISTALINA
+
R E D C R I S T A L I N A
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Los compuestos iónicos
a
aa
a1 2 0 o
c
a a
c
b
αβ γ
Los diversos compuestos tienen varias formas de cristalizar.
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Propiedades de los compuestos iónicos
A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de
atracción entre los iones. Altos puntos de fusión y ebullición.
Muchos son solubles en solventes polares como el agua.
La mayoría es insoluble en solventes no polares como el hexano o la gasolina.
Son conductores de la electricidad en estado fundido (líquido) o en solución acuosa.
No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas mínimas, cuando de compuestos iónicos se trata.
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Problemas de aplicación
1. En un enlace covalente:•Los átomos formando el enlace están en la forma de iones.•Hay transferencia total de electrones de un átomo a otro.•Los electrones son compartidos en forma relativamente igual por los dos átomos.•El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil•Es la gran diferencia en electronegatividad lo que mantiene el enlace.
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2. Qué compuesto de los que se indican abajo, tendrán todos sus enlaces esencialmente covalentes?a) NaOHb) ZnCl2 c) CH3CO2Nad) CaCO3 e) CH3CH2OH
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3. De los siguientes compuestos diga cuantos enlaces iónicos y cuantos enlaces covalentes tiene.•Na2O2
•H2O2
•CO2
•N2O3
•Cl2O5
•Mn2O3
•H2S
•N2O3
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En la siguiente estructura determine usted cuantos enlaces iónicos hay y cuantos enlaces covalentes hay en la estructura siguiente:
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CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:2. Los enlaces en su importancia en la existencia de la
vida, fundamente con ejemplos.3. En que tipo de materiales se identifican los enlaces
iónicos.4. Construya una tabla en donde describa las
principales propiedades de los compuestos iónicos, y sus aplicaciones.
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ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.
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GRACIAS
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Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
CICLO 2012-I Módulo: IUnidad: II Semana: 3
QUIMICA GENERAL
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Regla del octetoLos átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).
Estado basal de los átomos
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Electronegatividad y enlace
La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman
un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente:
Si ∆EN >=1,9 es iónico; ∆EN <=1,9 es covalente
H2,1
Li1,0
Be1,5
B
2,0C
2,5N
3,0O
3,5F
4,0
Na0,9
Mg1,2
Al1,5
Si1,8
P2,1
S2,5
Cl3,0
K0,8
Ca1,0
Sc1,3
Ti1,5
V1,6
Cr1,6
Mn1,5
Fe1,8
Co1,8
Ni1,8
Cu1,9
Zn1,6
Ga1,6
Ge1,8
As2,0
Se2,4
Br2,8
Rb0,8
Sr1,0
In
1,7Sn1,8
Sb1,9
Te2,1
I2,5
Cs0,7
Ba0,9
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Porcentaje de carácter iónico del enlace
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El enlace covalente
Electrones 1s
Par electrónico compartido
Una molécula de hidrógeno
Dos átomos de hidrógeno
Par enlazante
Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química: una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos de elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamente altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de electronegatividades menores a 1,9.
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Formación del H2
Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se superponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de
orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)
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Moléculas sencillas
O
H
H
p a r n o c o m p a r t i d o
p a r c o m p a r t i d oA G U A , H 2 O
O H
H
O H
H
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Moléculas sencillas
H
H
H
NHN
H
Hp a r n o c o m p a r t i d o
p a r c o m p a r t i d o
H
H
H
N
A M O N I A C O , N H 3
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Clasificación de los enlaces covalentes
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Tipos de enlace covalentes
• Normales:Si los electrones compartidos provienen uno de cada uno de los átomos enlazados.
• Coordinados:Si el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos enlazados.
(a)(a) Por el origen de los electrones Por el origen de los electrones compartidoscompartidos
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Tipos de enlace
covalentes:
Por el Por el origen de origen de
los los electrones electrones compartidcompartid
osos
B r B r B r B r
B r B r
F o r m a c i ó n d e l B r 2
E n l a c e c o v a l e n t e n o r m a l
F o r m a c i ó n d e l N H 4+ ( i o n a m o n i o )
H
H
H
N H +
n o t i e n e e l e c t r o n e s ! !s u o r b i t a l 1 s e s t á v a c í o ! !
H
H
H
N H
+
H
H
H
N HE n l a c e c o v a l e n t e c o o r d i n a d o
Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4
+ son indistinguibles entre sí!
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Enlaces covalentes normales y coordinados
Enlace covalente normal simple
Enlace covalente coordinado simple
Orbitales semillenos Pares de e- compartidos
Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos
![Page 37: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/37.jpg)
Tipos de enlace covalentes:
Enlaces formados por átomos iguales: nubes simétricasEnlaces covalentes no polaresEnlaces covalentes no polares
Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes polares
Enlaces formados por átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de cargas parciales)
δ+ δ−
(b)(b) Por el grado de compartición de los Por el grado de compartición de los electroneselectrones
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Tipos de Enlace según la diferencia de
Electronegatividad
ΔEN = ENA - ENB
Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9
Enlace Iónico Enlace Covalente
No polar o apolar Polar
Si, ΔEN = 0, 0(átomos iguales)
Si, 0 <ΔEN < 1,9(elementos diferentes)
La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.
![Page 39: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/39.jpg)
Enlace no polar
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Enlace polar
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Momento Dipolar (µ)
HCl
δ− δ+
µ = q . rq : carga del e- = 1,602·10-19 C r : distancia entre cargas 1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m
Sustancia ΔEN µ (D) Te (oC)
HF 1,9 1,91 19,9
HCl 0, 9 1,03 -85,03
HBr 0,7 0,79 -66,72
HI 0,4 0,38 -35,35
H-H 0,0 0,0 -253
µ
El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo
formado, es decir es una medida del polaridad del enlace.
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Tipos de enlace covalentes:
enlaces sencillos (1 par compartido)enlaces dobles (2 pares compartidos)enlaces triples (3 pares compartidos)
H H O O N N
octetos
Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples
(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente
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Tipos de enlace covalentes:
El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.
Los dos e- se comparten en el nuevo orbital
formado.Enlace Sigma, σ:
La densidad electrónica se
concentra en el eje que une
los átomos. Consta de un
solo lóbulo.Todos los
enlaces sencillos son sigma.
(d) Por la forma de los enlaces (orbitales (d) Por la forma de los enlaces (orbitales moleculares)moleculares)
![Page 44: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/44.jpg)
Tipos de enlace covalentes:
Enlace pi, π:La densidad electrónica se encuentra por encima y por
debajo del eje que une los átomos. Consta de dos lóbulos.
- Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π .
- Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π .
Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud E ≡ EEnlace longitud de enlace (Å) energía de enlace
(kcal/mol) C – C 1,53 88
C = C 1,34 119
C ≡ C 1,22 200
+
(d) Por la Forma de los enlaces (orbitales (d) Por la Forma de los enlaces (orbitales moleculares)moleculares)
![Page 45: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/45.jpg)
Orbitales sigma y pi
Región de traslape
Enlace σ
s-p
Enlace σ
p-p
H Cl• •• •
• •
•• Cl•
• •
• ••• Cl•
• •
• •
••
Enlace simple
Enlace doble
Enlace triple
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Orbitales sigma
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Orbitales pi
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Enlaces múltiples
N N•• •
•σ
π
π
Nitrógeno, N2
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Estructuras de Lewis en compuestos covalentes
Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo o molécula, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor de los símbolos de los elementos.
La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble
compartiendo electrones para formar un enlace de pares de
electrones.G. N. Lewis
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Reglas
Se considerará como átomo central de la molécula:. El que esté presente unitariamente . De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más electrones.. De haber igualdad en el número de e-, será el menos electronegativo.
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Ejemplos de Estructuras de Lewis
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Adicionalmente...
Reglas para hallar el número de enlaces1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la fórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. A este valor se le denomina a2- Se determina el número total de electrones necesarios para que todos los átomos de la especie puedan adquirir la configuración de gas noble, multiplicando el número de átomos diferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos de hidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b.
Número de enlaces =
b - a
2
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EjemplosEjemplo 2: SiO4
-4
Si: 4e- valO: 6e-x 4 = 24 e- val+ 4 cargas neg.
a =32
2)
1)
3)e- de val libres= 32- 8= 24
4)
Si
O
O
OO
4-
Si
O
O
OO
4-
b = 8x5= 40#enlaces= (40 -32)/ 2 = 4
2)
Ejemplo 1: H2CO
C: 4e-H: 1e- x 2= 2e-O: 6e-
a =121)
H
H
C O
3) e- de v. libres: 12-6= 6
H
H
C O4)H
H
C O
b = 8x2 + 2x1 = 18#enlaces= (18 -12) / 2 = 3
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Propiedades de los compuestos covalentes
Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión.
Algunos sólidos covalentes presentan altos puntos de fusión y ebullición.
Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua.
Mayormente se disuelven en líquidos no polares como el hexano o la gasolina.
En estado líquido o fundido, no conducen la corriente eléctrica.
Cuando forman soluciones acuosas, éstas son malas conductoras de la electricidad.
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Comparación de propiedadesCompuestos iónicos y covalentes
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Resonancia
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.
Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).
O
OO
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Resonancia
Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de dos posibles situaciones
O
OO
O
OO
- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, que no es una ni la otra.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
A estas estructuras se les llama formas resonantes
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Excepciones a la regla del octeto
• No todas las especies químicas cumplen la regla del octeto.
• Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto
a) Moléculas con # de e- impar.
N O Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).BF
FF
Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.
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Excepciones a la regla del octeto
c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetos expandidos.
PCl5
# de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e-
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.
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Hibridación
• Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de valencia y su notación de Lewis, es decir solo 2 electrones desapareados, no explicaría la formación de 4 enlaces simples iguales en el metano, CH4.
• La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía
C
H
H
HH
Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la hibridación de orbitales.
C••
••
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La formación del metano, CH4
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Hibridación sp3
CH4
Hibridación
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Híbridos sp3
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El metano, CH4
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Hibridación sp2
Hibridación
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Híbridos sp2
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Hibridación sp
Hibridación
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Híbridos sp
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Enlaces múltiples
El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.
C = CH
H
H
HMolécula plana
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El eteno o etileno, C2H4
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Enlaces múltiples
• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.
• La molécula es lineal, H – C ≡ C – H
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El etino o acetileno, C2H2
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Geometría molecular
Es importante saber predecir la geometría o forma molecular, puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.a) Se dibuja la estructura de Lewis.c) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los no enlazantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello se atribuye un tipo de hibridaciónd)La geometría molecular final vendrá determinada en función de los átomos o grupos atómicos unidos al átomo central.
Estructura de Lewis
Requiere sp3Geometría de los
pares de e- (tetraedral)
Geometría molecular (pirámide trigonal)
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Geometría molecular
# de pares de e- del átomo central
Geometría de los pares de
e-
# de pares de e-
enlazantes
# de pares de e- no
enlazantes
Geometría molecular Ejemplos
lineal
Plana-trigonal
angular
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Geometría molecular
# de pares de e- del átomo central
Geometría de los pares de
e-
# de pares de e-
enlazantes
# de pares de e- no
enlazantes
Geometría molecular Ejemplos
Angular
Piramidal-Trigonal
TetraedralTetraedral
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Hibridación y Geometría molecular: Resumen
HibridaciónNúmero de
enlaces sigma
Númerode pares solitarios
Total GeometríaAngulo
de enlace (aprox)
Ejemplo
sp 2 0 2 Lineal 180° BeH2
sp223
10
33
AngularPlanaTrigonal 120°
SO2
SO3
sp3
23
4
21
0
44
4
AngularPiramidal-
trigonalTetraédrica
109,5 ª
H2O
NH3
CH4
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Polaridad molecular
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de su polaridad, es decir la distribución de la densidad electrónica.Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular
CO2
Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal, sino angular.
H2O
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Polaridad molecular
Si los pares de e- de enlace están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central, la molécula es
no polar.
Si hay pares no enlazantes la molécula es polar.
Polar
![Page 79: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/79.jpg)
Moléculas polares
![Page 80: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/80.jpg)
Enlace Metálico La “Teoría del Mar de Electrones”: afirma que siendo los electrones de valencia de un metal muy débilmente atraídos por el núcleo, estos electrones se desprenderían del átomo, creando una estructura basada en cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones libres (un mar de electrones) que tienen la posibilidad de moverse libremente por toda la estructura del sólido.
Metal Punto de fusión (°C)
Na 97,8
Fe 1536
W 3407
![Page 81: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/81.jpg)
Enlace metálico (Mg)
![Page 82: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/82.jpg)
Propiedades que genera el enlace
metálico• Los metales son buenos
conductores del calor y la electricidad.
• Sin dúctiles, maleables, tenaces
• Son relativamente blandos (se rayan fácilmente)
• Poseen alta densidad• Poseen color y brillo
característico• Algunas de las propiedades
señaladas se explican por la facilidad con la que se realizan desplazamiento de partes del cristal alo largo de los planos estructurales.
+ + + + +
+ + + + +
![Page 83: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/83.jpg)
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de Van der WaalsFuerzas de London Fuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno
Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)
![Page 84: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/84.jpg)
Fuerzas de dispersión de London
Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos formados entre las moléculas (polares o no polares)
Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital origina la formación de dipolos no permanentes.
Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).
Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares
![Page 85: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/85.jpg)
Fuerzas de dispersión de London
Moléculas no polares
En una de ellas se forma un dipolo
instantáneo
El dipolo instantáneo induce
a la formación de un dipolo en la
molécula vecina
![Page 86: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/86.jpg)
Fuerzas de London
![Page 87: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/87.jpg)
Grafito
![Page 88: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/88.jpg)
Fuerzas dipolo-dipoloInteracción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares neutras, y su intensidad depende de la polaridad molecular.
![Page 89: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/89.jpg)
Fuerzas dipolo-dipolo
![Page 90: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/90.jpg)
Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)
Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas intermoleculares muy fuertes.
El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido (enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes
entre compuestos con F, O y N, unido a H
![Page 91: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/91.jpg)
EPH en el agua
![Page 92: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/92.jpg)
Efecto de los EPH en la propiedades físicas
![Page 93: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/93.jpg)
Efecto de los EPH en la propiedades físicas
Punto de ebullición
normal (K)
Masa molecular
⇒ Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.
![Page 94: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/94.jpg)
CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
1.Los enlaces covalentes en que tipo de sustancias orgánicas se encuentran presentes que usen lo ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .
2. Dentro de la gama de materiales compuestos que son muy usados actualmente que tipo de enlace se encuentra presente y porque.
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ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.
![Page 96: Qui semana 3 ii enla i quimic](https://reader035.vdocuments.pub/reader035/viewer/2022081401/559f2ce11a28ab88168b4574/html5/thumbnails/96.jpg)
GRACIAS