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   Cuando    átomos   o    iones   se  mantienen
    fuertemente ligados, se hace referencia con
    Enlace Químico a todas las fuerzas atractivas
    que les mantienen unidos.
   Tipos de Enlace :
     Iónico:   hace referencia a la fuerzas
      electrostática que existe entre dos iones
      de carga opuesta.
     Covalente:    es   el   resultado  de   que
      electrones sean compartidos por dos átomos.
     Metálico: en este tipo de enlace, cada
      átomo se encuentra rodeado de varios
      átomos, y los electrones de enlace son
      libres de desplazarse a través de la red de
      átomos.
Caracteristicas:
 Sólidos de elevado punto de ebullición
  (������������������ semejantes o mayores a 400°).
 Muchos son solubles en solventes polares
  e insolubles en solventes no polares.
 En estado fundido son conductores de la
  electricidad por estar compuestos de
  iones portadores de cargas.
 Sus soluciones acuosas son buenas
  conductoras.
 Si están formados por dos tipos de
  elementos, usualmente poseen
  características de metal y no metal.
Es la energía requerida para separar un
mol de un compuesto iónico en sus iones
en estado gaseoso.
Determinación directa:
Ley de Coulomb:
                    ������1 ������ ������2 ������    ������1 ������2 ������ 2
        ������������,12 = −               =−
                     4������������0 ������12     4������������0 ������12
Practica determinar la constante de
Madelung para una línea y una red
bidimensional de iones de carga opuesta
alternados ( ������1 = ������2 = 1 y ������1 = ������2 = 2)
Determinación
indirecta:
Ciclo de Born-Haber:
Caracteristicas:
 Son gases, líquidos y sólidos de bajo punto
  de ebullición (������������������ semejantes o menores a
  300°).
 Muchos son solubles en solventes no polares e
  insolubles en solventes polares.
 En estado fundido no son conductores de la
  electricidad.
 Sus soluciones acuosas son usualmente
  pobremente conductoras.
 Si están formados por dos tipos de elementos,
  usualmente poseen características de no
  metal.
Es la capacidad que tiene un tipo de átomo
para atraer hacia si los electrones en un
enlace químico.




                    ∆������ = ������������ − ������������
  •   ∆������ : diferencia de electronegatividad
  •   ∆������ = 0: enlace covalente polar puro.
  •   0 < ∆������ < 2: enlace covalente polar.
  •   ∆������ ≥ 2: enlace iónico.
¿Cuál es la diferencia
entre electroafinidad y
electronegatividad?
Los números o estados de oxidación hacen referencia
al valor de carga que tendría un átomo en una
molécula o compuesto iónico si los electrones
fueran completamente transferidos en la dirección
de la diferencia de electronegatividades.
   En los elementos libres ( ������2 , ������8 , ������������������ ) cada uno de los
    átomos tiene numero de oxidación igual a cero.
   Para iones compuestos de un solo átomo, el estado de
    oxidación será el estado de carga del ion. Los Me
    alcalinos tienen estado +1, los Me Alcalinotérreos
    +2, y el Al +3.
   El O tiene principalmente estado de oxidación -2, en
    los peróxidos u ion peróxido -1. El F tiene estado de
    oxidación -1 en todos sus compuestos.
   El H tiene estado de oxidación -1 si interacciona con
    Me y +1 si lo hace con no Me.
   En una molécula neutra, la suma de sus números de
    oxidación tiene que ser cero y en los iones, idéntica
    a la carga del ión.
Pasos:
 Se representan los elementos usando sus símbolos
  químicos, generalmente el átomo central es el
  menos electronegativo, F e H van a los extremos.
 Sume el numero total de electrones de valencia,
  si es anión sume las cargas negativas, en caso
  de ser catión reste las positivas.
 Una por enlace simple los átomos circundantes al
  átomo central y complete sus octetos. Los
  electrones que no participen en los enlaces
  deben quedar representados por pares libres. El
  número   total  de   electrones   debe   ser  el
  determinado en el paso 2.
 Si el octeto del átomo central no se completa,
  forme convenientemente enlaces dobles o triples
  entre el átomo central y los circundantes
  haciendo uso de los pares libres anteriormente
  citados.
La diferencia entre el número de electrones de
valencia en un átomo en estado libre y el número de
electrones que le es asignado en una estructura de
Lewis se denomina carga formal.



            ������������ ������ = ������������������ − ������������−������������ − (1 2)������������−������������


• ������������ ������ : carga formal del átomo A en la
  molécula.
• ������������������ : n° de electrones de valencia en el átomo
  libre.
• ������������−������������ : n° de electrones no enlazados.
• ������������−������������ : n° de electrones de enlace
El fenómeno de resonancia hace referencia al uso de
dos o mas estructuras de Lewis para representar una
molécula en particular.

Longitud de enlace: es la distancia entre dos
núcleos enlazados en una molécula.
Octeto incompleto

En algunos compuestos el numero de electrones que
rodean al átomo central es inferior a 8.
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Teoría RPECV
Explica la distribución geométrica de los pares
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                • Los dobles o triples enlaces se pueden
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                • El modelo RPECV se puede aplicar a cada una
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                                                                                              ������������������������������������������������������
           ������������������������������������������������������                           ������������������������������������������������������
                                      > ������������������ ������������������������������ − ������������������ ������������������������������������������������������ >   ������������������ ������������������������������������������������������
������������������ ������������������������������ − ������������������ ������������������������������
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Enlace

  • 2. Cuando átomos o iones se mantienen fuertemente ligados, se hace referencia con Enlace Químico a todas las fuerzas atractivas que les mantienen unidos.  Tipos de Enlace :  Iónico: hace referencia a la fuerzas electrostática que existe entre dos iones de carga opuesta.  Covalente: es el resultado de que electrones sean compartidos por dos átomos.  Metálico: en este tipo de enlace, cada átomo se encuentra rodeado de varios átomos, y los electrones de enlace son libres de desplazarse a través de la red de átomos.
  • 3.
  • 4. Caracteristicas:  Sólidos de elevado punto de ebullición (������������������ semejantes o mayores a 400°).  Muchos son solubles en solventes polares e insolubles en solventes no polares.  En estado fundido son conductores de la electricidad por estar compuestos de iones portadores de cargas.  Sus soluciones acuosas son buenas conductoras.  Si están formados por dos tipos de elementos, usualmente poseen características de metal y no metal.
  • 5.
  • 6. Es la energía requerida para separar un mol de un compuesto iónico en sus iones en estado gaseoso. Determinación directa: Ley de Coulomb: ������1 ������ ������2 ������ ������1 ������2 ������ 2 ������������,12 = − =− 4������������0 ������12 4������������0 ������12 Practica determinar la constante de Madelung para una línea y una red bidimensional de iones de carga opuesta alternados ( ������1 = ������2 = 1 y ������1 = ������2 = 2)
  • 8. Caracteristicas:  Son gases, líquidos y sólidos de bajo punto de ebullición (������������������ semejantes o menores a 300°).  Muchos son solubles en solventes no polares e insolubles en solventes polares.  En estado fundido no son conductores de la electricidad.  Sus soluciones acuosas son usualmente pobremente conductoras.  Si están formados por dos tipos de elementos, usualmente poseen características de no metal.
  • 9.
  • 10. Es la capacidad que tiene un tipo de átomo para atraer hacia si los electrones en un enlace químico. ∆������ = ������������ − ������������ • ∆������ : diferencia de electronegatividad • ∆������ = 0: enlace covalente polar puro. • 0 < ∆������ < 2: enlace covalente polar. • ∆������ ≥ 2: enlace iónico.
  • 11. ¿Cuál es la diferencia entre electroafinidad y electronegatividad?
  • 12.
  • 13.
  • 14. Los números o estados de oxidación hacen referencia al valor de carga que tendría un átomo en una molécula o compuesto iónico si los electrones fueran completamente transferidos en la dirección de la diferencia de electronegatividades.  En los elementos libres ( ������2 , ������8 , ������������������ ) cada uno de los átomos tiene numero de oxidación igual a cero.  Para iones compuestos de un solo átomo, el estado de oxidación será el estado de carga del ion. Los Me alcalinos tienen estado +1, los Me Alcalinotérreos +2, y el Al +3.  El O tiene principalmente estado de oxidación -2, en los peróxidos u ion peróxido -1. El F tiene estado de oxidación -1 en todos sus compuestos.  El H tiene estado de oxidación -1 si interacciona con Me y +1 si lo hace con no Me.  En una molécula neutra, la suma de sus números de oxidación tiene que ser cero y en los iones, idéntica a la carga del ión.
  • 15. Pasos:  Se representan los elementos usando sus símbolos químicos, generalmente el átomo central es el menos electronegativo, F e H van a los extremos.  Sume el numero total de electrones de valencia, si es anión sume las cargas negativas, en caso de ser catión reste las positivas.  Una por enlace simple los átomos circundantes al átomo central y complete sus octetos. Los electrones que no participen en los enlaces deben quedar representados por pares libres. El número total de electrones debe ser el determinado en el paso 2.  Si el octeto del átomo central no se completa, forme convenientemente enlaces dobles o triples entre el átomo central y los circundantes haciendo uso de los pares libres anteriormente citados.
  • 16. La diferencia entre el número de electrones de valencia en un átomo en estado libre y el número de electrones que le es asignado en una estructura de Lewis se denomina carga formal. ������������ ������ = ������������������ − ������������−������������ − (1 2)������������−������������ • ������������ ������ : carga formal del átomo A en la molécula. • ������������������ : n° de electrones de valencia en el átomo libre. • ������������−������������ : n° de electrones no enlazados. • ������������−������������ : n° de electrones de enlace
  • 17. El fenómeno de resonancia hace referencia al uso de dos o mas estructuras de Lewis para representar una molécula en particular. Longitud de enlace: es la distancia entre dos núcleos enlazados en una molécula.
  • 18. Octeto incompleto En algunos compuestos el numero de electrones que rodean al átomo central es inferior a 8.
  • 19. Octeto expandido En algunos compuestos el numero de electrones que rodean al átomo central es superior a 8.
  • 20. Numero impar de electrones En algunos compuestos el numero total de electrones es impar.
  • 21.
  • 23. Explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. Consideraciones: • Los dobles o triples enlaces se pueden considerar como simples. • El modelo RPECV se puede aplicar a cada una de las estructuras de una molécula con resonancia. ������������������������������������������������������ ������������������������������������������������������ ������������������������������������������������������ > ������������������ ������������������������������ − ������������������ ������������������������������������������������������ > ������������������ ������������������������������������������������������ ������������������ ������������������������������ − ������������������ ������������������������������ −������������������ ������������������������������������������������������