A QUI SE ENCUENTRA EL ENLACE PARA VER LA PRESENTACION EN SLIDES
http://www.slideshare.net/nikizz/alcoholes-11806392
miércoles, 29 de febrero de 2012
lunes, 27 de febrero de 2012
TIPOS DE ENLACES
TIPOS
DE ENLACES
Los
compuestos químicos se dividen en dos grandes clasificaciones: los que conducen la electricidad en
solución o en el estado líquido, y los que no lo hacen. A los primeros se
les conoce como enlaces iónicos y a los últimos, no iónicos.
ENLACE IÓNICO
Los
compuestos iónicos, se forman mediante la transferencia completa de un electrón
de la capa más externa o de valencia del átomo con mayor tendencia a perder
electrones, a la capa de valencia del átomo que muestre mayor afinidad para el
electrón. En otros términos más
sencillos, los compuestos iónicos son aquellos que se forman de metal + no
metal. Así, para el sodio y el cloro, vemos que el sodio pierde su electrón 3s1,
Na0 – 1e → Na+1
Y
el cloro acepta ese electrón para convertirse en el ion del cloro,
Cl0 + 1e → Cl-1
Los
iones de cargas opuestas que así se forman, se mantienen unidos en el compuesto
por fuerzas coulómbicas. Este tipo de enlace se le denomina enlace electroestático
o electrovalente.
ENLACE COVALENTE
Los
compuestos no iónicos, se forman cuando los átomos que participan en la
formación del enlace comparten electrones en las capas de valencia de los
átomos. El enlace covalente resulta cuando a dos electrones, uno de cada átomo,
los comparten equitativamente ambos átomos, sin que pertenezca de manera exclusiva
a ninguno de ellos. Este tipo de compuestos se forma por dos no metales.
Enlace Covalente Simple
Los enlaces
covalentes se pueden clasificar según el número de electrones que participen en
el enlace:
ENLACE
SIMPLE: 2 electrones en total X ― X
ENLACE
DOBLE: 4 electrones en total X = X
ENLACE
TRIPLE: 6 electrones en total X
Ξ X
Ejemplos
de enlace covalente simple:
Molécula
de Hidrógeno (H2)
En
la molécula de hidrógeno, apenas son compartidos dos electrones, siendo
un enlace covalente simple, que se representa con un trazo entre los símbolos
químicos H – H.
A
este tipo de enlaces también se les llama covalente no polar. Se deduce
entonces que un enlace covalente no polar, es aquel que se lleva acabo cuando
se unen dos átomos iguales; y por lo mismo con la misma electronegatividad.
Entonces: EL ENLACE COVALENTE SIEMPRE SE FORMA CUANDO DOS ÁTOMOS DE ELECTRONES COMPARTEN UN PAR DE ELECTRONES.
| Otro ejemplo es la molécula de HCl: |
La teoría del enlace que supone que se
forma un enlace estable cuando dos átomos comparten electrones, de modo que
ambos pueden alcanzar una configuración de gas raro, la propuso por primera vez
G.N. Lewis.
LA REGLA DEL OCTETO.
La regla del octeto establece que, al
formarse un enlace químico, los átomos adquieren, pierden o comparten
electrones, de tal manera que la capa más extensa o de valencia de cada átomo
contenga ocho electrones. La estabilidad química del gas raro se atribuye a
esta configuración electrónica. El logro de la configuración del gas raro, es
lo que se supone que imparte estabilidad al enlace.
Esta tabla muestra a los gases nobles:
FORMULAS DE LEWIS
La
representación del modo en que se atribuyen los electrones más externos o de
valencia, en una molécula, se lleva a cabo mediante las llamadas formulas o
estructuras de Lewis. Los electrones de
valencia de cada átomo se representan por medio de puntos, cruces o círculos.
Es importante recordar que el uso de
puntos y otros signos para indicar electrones, solo tiene fines ilustrativos.
No existe diferencia entre los electrones de los distintos átomos; todos son
equivalentes. Se debe advertir que por lo común es necesario un par de
electrones para formar un enlace. A este tipo de enlace se le denomina de par
de electrones, lo cual es sinónimo de “enlace covalente”. Las estructuras
anteriores se pueden escribir con una línea que represente el enlace de par de
electrones.
Ramírez
Trejo Erika Polette
ANDER, Paul
y J. Sonnessa, Anthony. Principios de Química. México, Limusa, 1982.
Pp.125-129.
quimica.laguia2000.com/...basicos/enlaces-covalentes-doble-y-triple
domingo, 5 de febrero de 2012
Números y valores cuánticos
1.
Número cuántico principal (n):
§ Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1,
2, 3, ....) y
§ se le asocia a la idea física del volumen del orbital.
n = 1, 2, 3, 4, .......
2.
Número cuántico secundario o azimutal (l):
§ Identifica al subnivel de energía delélectrón y se le asocia a la forma del
orbital.
§ Sus valores dependen del número cuántico principal (n), es decir, sus
valores son todos los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0.
3. Número cuántico magnético (m o ml):
§ Describe las orientaciones espaciales de los orbitales.
§ Sus valres son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.
Valor de m según el ingreso del último electrón al orbital.
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4. Número cuántico de spin (s o ms):
§ Informa el sentido del giro del electrón en un orbital.
§ Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está completo o
incompleto.
§ Su valor es +1/2 o -1/2
En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado
simbólicamente por:
Los
números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían:
n = 3
l = 1
m = -1
s =
+1/2
Investigado por: Moran D.D. Nikita
Bibliografafia:
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y VECTORIAL
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y VECTORIAL
La configuración electrónica del átomo de un elemento
corresponde a la ubicación
de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.
Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para
otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
La manera de
mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles
de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El
esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla
de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del
esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los
orbitales con los electrones en forma correcta.
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Las reglas para seguir una configuración electrónica se necesita lo siguiente:
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
§ Saber el número de electrones que el átomo
tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la
tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es
igual al número atómico (Z = p+).
§ Ubicar los
electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más
cercano al núcleo (n = 1).
§ Respetar la capacidad
máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Ejemplo:
Los orbitales
se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por
orbital, según el principio de construcción de Aufbau.
Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor
energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante
ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:
La flecha indica el valor del numero cuántico
Otros ejemplos:
Investigado por: Moran D. D. Nikita
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