Hernandez Cabrera
Ortiz Acolt
Martinez Montaño
Ortega Clemente
Ramos Pantzo
jueves, 13 de diciembre de 2012
ANOTA EL NOMBRE Y LOS GRUPOS FUNCIONALES DE LAS SIG: FÓRMULAS
NaCLO4: Perclorato
de sodio
Oxisal
NaCI: Cloruro de sodio
Sal binaria
NaHS: Sulfuro ácido de sodio
Sal ácida
FePO4: Fosfato de
Hierro (III)
Oxisal
Fe(NO3)3:
Nitrato de Hierro (II)
Oxisal
KNO2: Nitrito de
Cobalto (III)
Oxisal
CoAsO3: Arsenito
de Cobalto (III)
Oxisal
CuOH: Hidróxido de Cobre (I)
Hidróxido
Cu(MNO4):
Permagnato de Cobre (II)
Oxisal
HNO3: Ácido
nítrico
Oxácido
H2CO3:
Ácido carbonico
Oxácido
H2SO: Ácido
hiposulfuroso
Oxácido
AgCl: Cloruro de plata
Sal binaria
AgNO3: Nitrato de
Plata
Oxisal
ZnO: Óxido de Zinc
Óxido metálico
Be(OH)2: Hidróxido
de Berilio (II)
Hidróxido
LiBrO: Bromato de hipolitio
Oxisal
ScPO3: Fosfito de
Escandio
Oxisal
HCI: Ácido cloridico
Hidrácido
H2S:Ácido
sulfuroso
Hidrácido
LiHSe: Selenuro ácido de
Litio
Sal ácida
KHTe: Telenuro ácido de Litio
Sal ácida
HMNO4: Ácido
Permanganico
Oxisal
NaOH: Hidróxido de sodio
hidróxido
5.5 FUERZAS
INTERMOLECULARES
Interacciones
dipolo-dipolo y dipolos inducidos
En
temas anteriores hemos analizado los tres tipos de enlaces químicos que
mantienen unidos a los átomos. Sin embargo, además de estos enlaces existe otro
tipo de fuerzas que provoca una atracción entre moléculas conocidas como
fuerzas intermoleculares. Este tipo de fuerzas es mucho más débil que un enlace
químico debido a que no comparte electrones, pero contribuye a determinar las
propiedades físicas de las sustancias moleculares.
Fue el científico holandés Johannes Vander
Waals quien, a finales del siglo XIX, con base en sus investigaciones sobre la
licuefacción de los gases, propuso la existencia e importancia de estas fuerzas
para determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares; por esta
razón, al conjunto de fuerzas intermoleculares se les conoce también como
fuerzas de Vander Waals. Algunas de
ellas son: atracción dipolo-dipolo, atracción dipolos inducidos y puentes de
hidrógeno.
Atracción dipolo-dipolo. Este tipo de atracción se presenta entre dos
moléculas polares. Un ejemplo es el cloruro de hidrógeno (HCI), en cuya
molécula el par de electrones del enlace está ligeramente desplazado hacia el
átomo de cloro que es más electronegativo que el átomo de hidrógeno. Debido a
esto la molécula presenta dos centros individuales con cargas parciales
positiva y negativa, es decir, un dipolo.
Cuando las moléculas que son polares se aproximan lo suficiente, el
extremo positivo de una de ellas atrae al extremo negativo de otra. Las fuerzas
dipolares pueden existir en toda la estructura de un líquido o un sólido. En un
líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por fuerzas
intermoleculares.
Atracción dipolos inducidos. Generalmente se da en moléculas no polares.
La atracción en este tipo de moléculas se presenta a través de la formación de
dipolos inducidos en moléculas adyacentes.
Los
átomos de gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el H2,
O2, N2, y el Cl2, y las moléculas de hidrocarburos
no polares como el metano (CH4) y el etano (C2H6)
tienen dipolos instantáneos. Estas fuerzas intermoleculares permiten que bajo
ciertas condiciones de presión y temperatura, los gases se licuen, es decir,
pasen al estado líquido.
Puente de hidrógeno en la molécula del agua.
Un
ejemplo común de sustancia que presenta interacción molecular por puente de
hidrógeno es el agua. En el agua los puentes de hidrógeno son especialmente
fuertes y son, en parte, responsables de las propiedades físicas de esta
sustancia, tales como sus puntos de ebullición y de fusión, además de la
diferencia de densidad entre el agua sólida (hielo) y el agua líquida.
Todos
hemos observado que al dejar caer un cubo de hielo en un vaso con agua, el
hielo flota. ¿Por qué ocurre esto? Porque la densidad del hielo (0.917 g/ml) es
menor que la del agua líquida (1.000 g/ml); pero, ¿a qué se debe esta
diferencia?
En el
hielo, la atracción por puente de hidrógeno obliga a las moléculas a orientarse
de tal manera que se generan espacios vacíos, disminuyendo así su densidad.
Esto no sucede en el agua líquida, pues en ella las moléculas se encuentran más
cercanas y el movimiento que tienen no les permite que se generen los espacios
que se forman en el hielo.
La
menor densidad del hielo respecto al agua líquida tiene ventajas para la vida.
Por ejemplo, evita que durante el invierno se congele completamente el agua de
los ríos y lagos, ya que la capa de hielo que se forma en la superficie
funciona como aislante y con ellos pueden seguir viviendo los animales y las
plantas que en ellos habitan.
Otros compuestos que presentan puentes de
hidrógeno
Cualquier molécula que tenga enlaces O-H tiene la capacidad de formar
puentes de hidrógeno. Por ejemplo, los alcoholes son compuestos orgánicos que
también presentan atracción por puentes de hidrogeno. Las moléculas biológicas
como las proteínas, los ácidos nucleicos y los carbohidratos tienen la
capacidad de formar puentes de hidrógeno debido a la presencia en su estructura
de enlaces O-H.
Los
puntos de ebullición son elevados en los compuestos: H2O, HF y NH3,
que forman puentes de hidrógeno, comparados con compuestos similares de los
elementos de su mismo grupo en la tabla periódica. Los puentes de hidrógeno en
estas moléculas explican el porqué de sus altos puntos de ebullición, que
violan la tendencia general de que las moléculas más pequeñas tienen puntos de
ebullición más bajos.
5.4 Enlace metálico
Algunos metales conocidos son puros como el oro, el cobre, el aluminio
o el sodio; otros son aleaciones como el acero o el bronce.
Ya sea en forma pura o en aleaciones los metales
tienen características propias proporcionadas por el modo en que están unidos
los átomos que los constituyen. La fuerza que mantiene unidos a los átomos en
un metal se conoce como enlace metálico. Este tipo de enlace es muy distinto
del iónico y del covalente.
El modelo del <<mar de electrones>>
para explicar el enlace metálico representa al átomo del metal como un catión
dentro de un <<mar de electrones de valencia>> débilmente sujetos
que se muevan con libertad por toda la red metálica y mantienen unidos a los
iones metálicos positivos.
Los electrones y la teoría de bandas de energía
Para comprender el comportamiento de los
electrones de enlace en un metal, vamos a considerar primero la disposición de
los electrones en un átomo individual lo bastante alejado de cualquier átomo
vecino como para que no haya ningún enlace.
Una banda de energía es un <<conjunto
grande de los orbitales cuyas energías son muy similares>>. El valor
promedio de esta energía es igual a la energía del orbital correspondiente en
átomo individual.
Dentro de cada banda, los electrones llevan los
orbitales de más baja energía de manera análoga a como llenan los orbitales en
los átomos.
Propiedades de los metales
En la corteza terrestre la mayoría de los
metales se encuentran combinados formados óxidos, sulfuros, carbonatos,
cloruros, etc. Sólo unos cuantos se encuentran como metales nativos; oro,
plata, cobre y platino.
En la mayoría, los metales son sólidos, con
excepción del mercurio, que es líquido a temperatura ambiente. También la
mayoría tienen puntos de fusión altos.
Algunas otras de sus propiedades físicas son las
siguientes:
·
Alta
conductividad eléctrica
·
Alta
conductividad térmica
·
Son dúctiles
y maleables
·
Tienen
lustre metálico
·
Son
insolubles en agua y otros disolventes comunes.
5.3 FORMACION Y
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACE COVALENTE
(TIPOS DE ENLACE COVALENTE)
FORMACIÓN
A diferencia del enlace iónico, donde los átomos adquieren
la configuración de gas noble mediante la pérdida o ganancia de electrones de
valencia, en el enlace covalente los átomos logran lo anterior al compartir los
electrones de valencia que forman el enlace; de ahí el nombre de enlace
covalente.
El enlace covalente es
<<la fuerza de atracción entre dos átomos como resultado de
compartir uno o más pares de electrones>>.
Los átomos unidos mediante enlace covalente forman
moléculas. Una molécula es <<un conglomerado eléctricamente neutro de dos
o más átomos unidos mediante enlaces covalentes, que se comporta como una sola
partícula>>.
Compartir un par de electrones de enlace, como en el caso
del hidrogeno y oxigeno en la molecula de agua, representa un enlace covalente
sencillo. En muchas moléculas, los atomos logran un octeto al compartir entre
ellos mas de un par de electrones de enlace.
GEOMETRIA MOLECULAR Y POLARIDAD
Cuando existe el desplazamiento del par de electrones de
enlace hacia el atomo mas electronegativo.
5.2 FORMACION Y PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS CON ENLACE IONICO
Analicemos la formación del cloruro
de sodio.
Na 1s22s22p6
El sodio su ultimo lugar de
energiatiene un solo electron que, al perderlo, se queda con 8 electrones
en el segundo , cumpliéndose asi la regla del octeto, además de adquirir
la configuración electrónica del gas noble neón. El atomo del sodio, al perder
un electron, se transforma en un ion positivo Na+ , con una carga
positiva de una unidad debido a que ahora tiene un proton mas que el total de
electrones.
. 11Na+
[Ne]+e-………………… . 11Na+ [Ne]3s
Propiedades
Las propiedades de los compuestos son
muy diferentesde las propiedades individuales de los elementos que los forman
Los compuestos ionicos que forman
redes cristalinas no forman moléculas. La formula de un compuesto ionico
unicamente indica la porción entre el numero de cationes y el numero de aniones
en el compuesto, utilizando los números enteros mas pequeños posibles.
El acomodo regular de una red
cristalinaconfiere en los compuestos ionicos puntos de fusión elevados,
generalmente entre 300 y 1000°C, asi como puntos de ebullición también
elevados, por lo general arriba de 700°C.
Todos lo compuestos ionicos puros son
solidos a temperatura ambiente. En el estado solido no conduce la
electricidad: sin embargo, si la conduce
cuando el solido esta fundido o disuelo en agua.
Resúmenes del Bloque 5)
(Resúmenes del Bloque 5)
5.1 ENLACE QUIMICO:*
Los
compuestos están constituidos por la unión de dos o más elementos diferentes.
Los
átomos en el mundo de la nanoescala se unen para formar los compuestos, los
químicos han establecido un modelo teórico que permite explicar lo que ocurre
cuando se unen los átomos. A este teórico se le ha llamado enlace químico. Se
forman mediante las interacciones entre los electrones de valencia de los
átomos que se unen. Dependiendo del tipo de enlace.
Un
ión es un átomo o grupo de átomos combinados que tienen una carga eléctrica que
puede ser positiva o negativa, debido a la pérdida o ganancia de electrones.
Los
iones que tienen cargas opuestas se pueden combinar y formar un compuesto
químico, la fuerza de unión entre iones es electrostática.
REGLA DEL
OCTETO:*
Por
qué era común encontrar a la mayoría de los elementos combinados formando
compuestos, y no en forma elemental, en estado puro. La respuesta se obtuvo al
estudiar los gases nobles.
Fue
después de 1960 cuando se pudieron formar compuestos de flúor con Kriptón y
xenón. Al obtener compuestos de estos dos gases y conocer que no son
completamente inertes se les llamó gases nobles.
A
diferencia de los gases nobles, la mayoría de los átomos de los elementos se
combinan para adquirir mayor estabilidad. A esta forma de estabilidad se le
conoce como regla de octeto.
ESTRUCTURAS DE
LEWIS:*
En
1960 G,N. Lewis presentó su teoría para explicar la formación del enlace
químico. Represento al núcleo del átomo y a todos los electrones internos con
el símbolo del elemento, y a los electrones de valencia con puntos alrededor
del símbolo.
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