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Si miramos a nuestro alrededor, ¿Qué vemos?
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QUIMICA
Ciencia que estudia la sustancia
Sus cambios químicos y físicos, sus
propiedades y energía.
Sustancia
Es todo aquello que nos rodea, que
posee masa y que ocupa volumen.
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PROPIEDADES Y CAMBIOS DE LA MATERIA
Hay dos tipos de propiedades en la sustancia:
propiedades físicas y propiedades químicas.
¿Cuál es la diferencia entre propiedad física y química ,
una analogía ?
PROPIEDADES FISICAS
APARIENCIA Ej:
Altura
Color del pelo
Color de ojos
Peso
PROPIEDADES QUIMICA
PERSONALIDAD
reacción frente a diversas situaciones
actitud ante la vida
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Propiedad física
Son aquellas propiedades que presenta la sustancia y que al ser observadas
NO CAMBIAN SU COMPOSICIÓN química. Ej. color , olor ,dureza, ctes físicas.
Propiedades físicas
Intensivas o
Específicas
No dependen de la
cantidad de materia
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Extensivas o
Generales
Dependen de la
cantidad de materia
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PROPIEDADES GENERALES O EXTENSIVAS
masa
inercia
volumen
divisibilidad
longitud
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PROPIEDADES ESPECÍFICAS o INTENSIVAS
conductividad
viscosidad
brillo
color
Temperatura
de fusión y
ebullición
maleabilidad
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ductibilidad
textura
dureza
densidad
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solubilidad
Sabor
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PROPIEDADES QUÍMICAS
Son aquellas que se observan cuando la sustancia experimenta un
cambio en su composición.
C(s)
+ O2(g) → CO2 (g)
Carbono + Oxígeno → Bióxido de carbono
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Combustión
Digestión
Oxidación
Fluorescencia
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CAMBIO FISICO Y QUIMICO
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CAMBIOS FISICOS
 No se altera la naturaleza fundamental de la sustancia
No se generan nuevas sustancias
Son reversibles
•Fusión de la cera
•Disolución del azúcar
•Electrización del vidrio
•Dilatación de un metal
•Transmisión de calor
•Cambios de estado.
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CAMBIOS QUÍMICOS
 Se altera la naturaleza fundamental de la sustancia
Se generan nuevas sustancias
Son irreversibles
•
•
•
•
•
Corrosión de los metales
Explosión de una bomba
Revelado de una foto
Encender un cerillo
Fenómeno de
Fotosíntesis
Digestión de los
alimentos
Acción de los medicamentos
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Estados de agregación la Materia
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CARACTERÍSTICAS DE LOS SÓLIDOS
•Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas espacialmente,
ocupando posiciones fijas, dando lugar a una estructura interna cristalina,
debido a que las fuerzas intermoleculares son muy fuertes.
Las partículas pueden ser: moléculas, átomos o iones.
Si las partículas son ÁTOMOS, los mismos están unidos por enlaces covalentes
que son muy fuertes, pero los átomos deben mantener una posición fija, sino el
enlace se rompe. Estos sólidos son muy duros, pero frágiles, y presentan punto
de fusión y ebullición elevados, como el DIAMANTE.
Si las partículas son MOLÉCULAS, las mismas se encuentran unidas entre si por
las fuerzas de débiles. Estos sólidos son blandos, y presentan puntos de fusión y
ebullición bajos, como el AZÚCAR.
Si las partículas son IONES: puede tratarse de compuestos iónicos: debido a la
fuerte atracción electrostática entre los iones opuestos, son sólidos duros, pero
frágiles y no conducen la corriente eléctrica. Cuando se encuentran en solución
diluida, dicha solución conduce la corriente eléctrica.
puede tratarse de metales: iones positivos rodeados de electrones, que son
buenos conductores de la corriente eléctrica, duros y presentan puntos de
fusión y ebullición altos, como por ejemplo COBRE, ORO, PLATA
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FUERZAS INTERMOLECULARES LIQUIDOS
Cada molécula se encuentra rodeada por otras moléculas que la atraen, en el interior del líquido,
siendo iguales todas las fuerzas de atracción, por lo que es como si no se efectuara ninguna fuerza
sobre la misma. Las moléculas de la superficie se mantienen unidas a través de una fuerza que se
manifiesta en la TENSIÓN SUPERFICIAL.
Las fuerzas intermoleculares son lo suficientemente fuertes como para impedir que las moléculas se
separen, pero no para mantenerlas fijas.
Debido a las fuerzas de atracción los líquidos tienen volumen propio.
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PLASMA
ESTADO DE LA MATERIA QUE SE CARACTERIZA POR HABER SIDO
LOS ELECTRONES DE UN GAS ACELERADOS HASTA SEPARARSE DE
LOS ATOMOS
• En 1930 Langmuir introdujo el
término de plasma (del griego
moldeable).Para designar a los
gases ionizados existentes en el
universo.
• compuesto por electrones y iones (+)
a temperaturas mayores a 5000º C.
* Cuando la materia se calienta a estas
temperatura las colisiones entre las
partículas son violentas que se
pueden desprender electrones de
los átomos.
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Gas
Vaporización
Condensación
Líquido
Sublimación
Sublimación Rev
Fusión
Solidificación
Sólido
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Sublimación: Aplicaciones
Liofilización: deshidratación a baja presión
1) Congelar café molido
2) Disminuir la presión
3) El agua sólida pasa a agua gas, que se elimina.
Ventajas:
* Evita secado por calentamiento (destruiría moléculas del sabor)
* Evita que se estropee (en ausencia de agua no crecen bacterias)
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los compuestos químicos utilizados en el hogar en cualquier sitio se conocen
con un nombre vulgar pero sin lugar a duda tienen un nombre científico
estos son algunos ejemplos:
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NOMBRE COMUN
NOMBRE
CIENTIFICO
FORMULA
PARA QUE SE
UTILIZA
Sal
Cloruro de sodio
NaCl
Sazonador
Amoniaco
Amoniaco
NH3
Desinfectante
Leche de magnesia
Hidróxido de
magnesio
Mg(OH)2
Antiácido y laxante
Hielo seco
Dióxido de carbono
CO2
Extinguidor de
fuego
Sosa cáustica
Hidróxido de sodio
NaOH
Fabricación de
jabón
Mármol, piedra
caliza.
Carbonato de calcio
CaCO3
En la industria del
cemento,
antiácido,
prevenir
diarrea
Agua
Agua pura
H2O
Beber, lavar.
Ácido de batería
Ácido sulfúrico
H2SO4
Limpiador de
metales.
Cuarzo
Óxido de silicio (IV)
SiO2
Arena para
construcción
Anestesia
Dióxido de
nitrógeno
N2O
Anestésico
Polvo de hornear
Carbonato ácido de
sodio o
bicarbonato
de sodio
NaHCO3
Antiácido,
extinguidor
de fuego
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Standard
Units of
Measure
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
The Standard Units
• SI units
– Système International = International System
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Length
• Measure of the two-dimensional distance an object covers
– often need to measure lengths that are very long (distances
between stars) or very short (distances between atoms)
• SI unit = meter
– about 3.37 inches longer than a yard
• 1 meter = distance traveled by light in a specific period of time
• Commonly use centimeters (cm)
– 1 m = 100 cm
– 1 cm = 0.01 m = 10 mm
– 1 inch = 2.54 cm (exactly)
30
Mass
• Measure of the amount of matter present in
an object
– weight measures the gravitational pull on an
object, which depends on its mass
• SI unit = kilogram (kg)
– about 2 lbs. 3 oz.
• Commonly measure mass in grams (g) or
milligrams (mg)
–
–
–
–
–
1 kg = 2.2046 pounds, 1 lb. = 453.59 g
1 kg = 1000 g = 103 g
1 g = 1000 mg = 103 mg
1 g = 0.001 kg = 10−3 kg
1 mg = 0.001 g = 10−3 g
31
Time
• Measure of the duration of an event
• SI units = second (s)
• 1 s is defined as the period of time it
takes for a specific number of radiation
events of a specific transition from
cesium–133
Tro:
A A Molecular Approach,
32 2/e
Tro:Chemistry:
Chemistry:
Temperature
• Measure of the average amount of kinetic energy
caused by motion of the particles
( F  32)
C 
1.8
K  C  273.15
33
Temperature Scales
• Fahrenheit scale, °F
– used in the U.S.
• Celsius scale, °C
– used in all other countries
• Kelvin scale, K
– absolute scale
• no negative numbers
– directly proportional to
average amount of kinetic
energy
– 0 K = absolute zero
Tro:
A A Molecular Approach,
34 2/e
Tro:Chemistry:
Chemistry:
Fahrenheit vs. Celsius
Kelvin vs. Celsius
Tro:
A A Molecular Approach,
35 2/e
Tro:Chemistry:
Chemistry:
Volume
• Derived unit
– any length unit cubed
• Measure of the amount of space
occupied
• SI unit = cubic meter (m3)
• Commonly measure solid volume in
cubic centimeters (cm3)
– 1 m3 = 106 cm3
– 1 cm3 = 10−6 m3 = 0.000 001 m3
• Commonly measure liquid or gas
volume in milliliters (mL)
– 1 L = 1 dm3 = 1000 mL = 103 mL
– 1 mL = 0.001 L = 10−3 L
– 1 mL = 1 cm3
36
Common Units and Their
Equivalents
Length
1 kilometer (km)
1 meter (m)
1 meter (m)
1 foot (ft)
1 inch (in.)
=
=
=
=
=
0.6214 mile (mi)
39.37 inches (in.)
1.094 yards (yd)
30.48 centimeters (cm)
2.54 centimeters (cm)
exactly
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Common Units and Their
Equivalents
Mass
1 kilogram (km) = 2.205 pounds (lb)
1 pound (lb) = 453.59 grams (g)
1 ounce (oz) = 28.35 grams (g)
Volume
1 liter (L) = 1000 milliliters (mL)
1 liter (L) = 1000 cubic centimeters (cm3)
1 liter (L) = 1.057 quarts (qt)
1 U.S. gallon (gal) = 3.785 liters (L)
Tro:
A Molecular
Approach
38 2/e
Tro:Chemistry:
Chemistry:
A Molecular
Approach,
Hormiga Atómica
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Época griega
DEMÓCRITO DE ABDERA
(418 a de C)
Primera teoría sobre la constitución
de la materia.
 La materia estaba formada por
pequeñas partes llamadas
átomos y entre ellos solo
había vacío.
 Los átomos eran eternos,
indivisibles y de la misma
naturaleza.
 Diferían en forma, tamaño y
distribución en un cuerpo.
40
Las ideas de Demócrito no fueron admitidas; la
influencia de Aristóteles, otro gran pensador
griego, hizo que se impusiese la teoría
cuatro elementos.
de los
Según Aristóteles, la materia
estaba formada por cantidades
variables de
 Tierra
 Agua
 Aire
 Fuego
41
El predominio de
uno u otro de
estos elementos
hacía que la
materia fuera:
Húmeda
Fría
Seca
Caliente
42
La Edad Media
En el mundo cristiano, la teoría
de Aristóteles fue adoptada
por los alquimistas,
precursores de los científicos,
que desarrollaron su actividad
durante toda la Edad Media
43
Los alquimistas de la Edad Media creían que para lograr
la transformación de metales como el plomo, sin gran valor, en
oro o plata, había que agregar y combinar una cantidad justa de
mercurio, a fin de lograr la transmutación.
También pensaban que para que esta reacción se
produjera tendría que ocurrir en presencia de un catalizador
(sustancia que provoca la modificación de ciertos cuerpos sin
modificarse ella misma) al que se llamó piedra filosofal.
La historia de la alquimia es básicamente la historia de
la búsqueda de este catalizador.
44
Tuvieron que pasar veinte siglos para que un químico inglés
llamado John Dalton retomara las ideas de Demócrito y publicase,
en 1808, su famosa teoría atómica:
La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas
átomos , que son indivisibles e indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa
atómica.
Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para
formar compuestos.
Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las
propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de
átomos que tenga.
45
Teoría Atómica
¿Constitución de la
materia?
Modelos
Demócrito y
Leucipo
Conceptos
Dalton
Thomson
Estructura Atómica
Rutherford
- Bohr
Mecano
cuántico
Tipos de átomos
ÁTOMO
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Estructura Atómica
• El ÁTOMO unidad básica de toda la
materia.
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Partículas subatómicas
Partícula
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Carga
Masa
Protón (p+)
+1
1
Neutrón (n)
0
1
Electrón (e-)
-1
1/1840
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• Número atómico (Z): Indica el nº de
protones del núcleo
Z = p+
Átomo neutro p+ = e-
Z = p+ = e-
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Nº Protones 11
11Na
19K
:
:
Nº Electrones 11
Nº Protones 19
Nº Electrones 19
Nº Protones 17
17Cl
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:
Nº Electrones 17
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• Número másico (A): Es la suma entre los
protones y neutrones.
A = p+ + n0
Como Z = p+ se cumple
A = Z + n0
Despejando los p+ + n0 tenemos
p+ = A - n0
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n0 = A – p+
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Representación del átomo de un elemento
•
•
•
•
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A = Nº másico
Z = Nº atómico
X = Carga iónica
Y = Atomicidad
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Iones
• Catión: - pierden electrones
- Tienen Carga positiva
Ej:
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+
Na
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• Anión: - Ganan electrones
- Tienen carga negativa
Ej: 17Cl-
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Determinación de
partículas atómicas
79
Br35
24
Mg2+
Protones
35
Neutrones
44
Electrones
36
Protones
12
Neutrones
12
Electrones
10
Protones
Neutrones Electrones
22
26
12
48
Ti
22
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22
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Tipos de átomos
• Isótopos:
- Átomos de un mismo
elemento
- Tienen = Z y ≠ A
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• Isóbaros:
- Átomos de distintos elementos
- Tienen = A y ≠ Z
• Isótonos:
- Átomos de distintos elementos
- Tienen = n, ≠ Z y ≠ A
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Isoelectrónicos
• Son átomos que tienen igual números
de electrones.
• Ejemplo
+;
2+; F- = 10 eNe;
Na
Mg
10
11
12
9
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Números cuánticos
Son valores numéricos discretos que nos indican las
características de los electrones en los átomos,
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Número cuántico principal (n):
• Representa al nivel de
energía y su valor es un
número entero positivo (1,
2, 3, ....)
• Se le asocia a la idea física
del volumen del orbital.
• n = 1, 2, 3, 4, .......
Número cuántico secundario o
azimutal (l):
• Identifica al subnivel de
energía del electrón 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.
Tipo de
orbital
Valor
l
Nº
orbitales
Nº e-
s
0
1
2
p
1
3
6
d
2
5
10
f
3
7
14
Número cuántico magnético (m o
ml):
• Describe las
orientaciones espaciales
de los orbitales.
• Sus valores son todos
los enteros entre -l y +l,
incluyendo al 0.
Valor de m según el ingreso del
último electrón al orbital.
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:
Indica la cantidad de electrones
existentes en un tipo de orbital
Indica el número
cuántico principal (n)
1
3p
Indica el número
cuántico secundario (l)
Los números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían:
n=3
l = 1 m = -1 s = +1/2
Configuración electrónica
• Corresponde a la
ubicación de los
electrones en los
orbitales de los
diferentes niveles de
energía.
Configuración electrónica y
principios que la regulan
1. Principio de Construcción
• Principio de establece que
los electrones irán
ocupando los niveles de
más baja energía.
Principio de exclusión de
Pauling
• Establece que no pueden haber 2 electrones
con los cuatro números cuánticos iguales.
• Primer electrón
n= 1
l= 0
m= 0
s= +1/2
• Segundo electrón
n= 1
l= 0
m= 0
s= -1/2
Principio de máxima
multiplicidad: Regla de Hund
• Establece que para orbitales de igual energía, la
distribución más estable de los electrones, es aquella
que tenga mayor número de espines paralelos, es decir,
electrones desapareados. Esto significa que los
electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin) en
cada orbital y luego se completan con el segundo
electrón con espin opuesto.
Escribiendo configuraciones
electrónicas
• Conocer el número de electrones del átomo (Z =
p = e).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles
de energía, comenzando desde el nivel más
cercano al núcleo.
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel
(orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e).
• Verificar que la suma de los superíndices sea
igual al número de electrones del átomo.
Notación global
11Na
 Configuración
electrónica para 11
electrones
1s2 2s2 2p6 3s1
Números cuánticos
n=3
=0 m=0
Notación global externa
• Es más compacta que la anterior.
• Se remplaza parte de la configuración
electrónica por el símbolo del gas noble de Z
inmediatamente anterior al elemento.
• Gases nobles: 2He; 10Ne; 18Ar; 36Kr; 54Xe; 86Rn.
1s2 2s2 2p6 3 s
(10Ne) 3s1
1
Configuración de iones
• Cationes: Átomos que pierden electrones
• Aniones: Átomos que ganan electrones.
+
Na
11
2S
16
1s2 2s2 2p6
10 e-
(10Ne) 3s23p6
18 e-
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76
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77
Bloque Grupo Nombres
s
1
2
Alcalinos
Alcalino-térreos
n s1
n s2
p
13
14
15
16
17
18
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
d
3-12
Elementos de transición
n s2(n–1)d1-10
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
f
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Config. Electrón.
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• TAMAÑO ATOMICO
•ENERGIA DE IONIZACION
•AFINIDAD ELECTRONICA
•ELECTRONEGATIVIDAD
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales
no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin
embargo, se acepta un tamaño de orbitales que incluya el 90% de la
probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma
esférica para todo el átomo.
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80
ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para
arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso en su
estado fundamental
Ca (g) + EI
Ca+ (g) + e-
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar
el siguiente electrón del ión monopositivo formado:
Ca+ (g) + 2ªEI
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Ca2+ (g) + e-
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AFINIDAD ELECTRÓNICA.
Afinidad electrónica es la energía puesta en juego que acompaña al proceso
de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad
electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos
Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
F (g) + e-
F- (g) + 328 KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol
Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol)
La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un
electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los
que más desprenden y los alcalinotérreos los que
absorben más energía
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ELECTRONEGATIVIDAD.
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a
atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por
tanto es una propiedad de los átomos enlazados
La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas:
Escala de Mulliken: Considera la electronegatividad como una propiedad de
los átomos aislados.
Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna
el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de
4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7
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LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE
LA SIGUIENTE MANERA
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84
Enlace químico
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Enlace químico
• Fuerza de atracción que mantiene
unidas a los átomos, moléculas, iones
formando agrupaciones de mayor
estabilidad (contienen menor energía).
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¿Cómo se logra la estabilidad?
• Gracias a la tendencia de los átomos para
alcanzar la configuración electrónica de los
gases nobles (ns2np6)
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He 1s2 (ns2)
Demás gases nobles
(ns2np6)
Completar 2 electrones
Completar 8 electrones
Regla del dueto
Regla del octeto
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¿Quiénes participan en la
formación del Enlace Químico?
• Participan los electrones del último nivel de energía, los cuales
reciben el nombre de electrones de valencia.
• Los electrones de valencia se representan por cruces o puntos
alrededor del símbolo del elemento en los llamados Símbolos de
Lewis.
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Configuración
electrónica
e- de valencia
Elemento
Z
Hidrógeno
(H)
1
1s1
1
Nitrógeno
(N)
7
1s2 2s2 2p3
5
Sodio (Na)
11
[10Ne] 3s1
1
Argón (Ar)
18
[10Ne] 3s2 3p6
8
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Tipos de enlace químico
1. Enlace iónico
• Se da entre elementos de distinta
electronegatividad.
• Generalmente entre un elemento metálico (G
IA y IIA) y un elemento no metálico (G VIA y
VIIA).
• Se caracteriza por la transferencia de
electrones desde el metal (pierde e-) al no
metal (gana e-).
• Ejemplo: NaCl, CaCl2, AlF3, Li2O, K2S
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Características
 La atracción se realiza en todas direcciones de tal
manera que no existen moléculas si no inmensos
cristales con determinadas formas geométricas.
 Los compuestos iónicos son sólidos y cristalinos, lo
que implica que para romper este enlace se requiere
una gran cantidad de energía (T > 400ºC)
 En estado sólido son malos conductores del calor y la
electricidad, pero al fundirlos o disolverlos en agua,
conducirán la corriente eléctrica.
 Existen reglas empíricas que indican que si: ∆E.N ›
1,7es un enlace iónico.
 Se disuelven en disolventes polares como el agua.
 Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad.
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2. Enlace covalente
•
•
•
•
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Se origina entre elementos no metálicos con
electronegatividades semejantes.
Se caracteriza por la compartición de
electrones de valencia.
Se forma un compuesto covalente cuando
∆E.N ‹ 1,7.
Existen
distintos
tipos
de
enlaces
covalentes:
93
2.1 Enlace Covalente Apolar
• Este enlace se origina entre 2 no
metales de un mismo elemento y los
electrones compartidos se encuentran
en forma simétrica a ambos átomos, y
se cumple que ∆E.N = 0.
• Ejemplo: H2, Cl2, Br2, F2,O2, N2
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2.2 Enlace Covalente Polar
• Se origina entre no metales de distintos
elementos, se caracteriza por existir una
compartición aparente de cargas debido
a una diferencia de electronegatividad (0
‹ ∆E.N ‹ 1,7)
• Ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF
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2.3 Enlace múltiple
• Se produce cuando se comparten más
de un par electrónico para obtener la
configuración del gas noble. Si se
comparte 2 pares de electrones se
denomina enlace doble, y si se
comparten 3 pares de electrones se
llama enlace triple.
• Ejemplo: O2, N2
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2.4 Enlace covalente coordinado o Dativo
• Es un enlace en el cual uno de los átomos
brinda el par de electrones para completar
el octeto.
• Ejemplo: NH4+, SO2, SO3, H2SO4, H2SO3
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Características
• Los compuestos covalentes polares son
solubles en solventes polares.
• Los compuestos covalentes no polares
son solubles en solventes no polares o
apolares.
• Las temperaturas de ebullición y de
fusión, son relativamente bajas (T < 400
ºC).
• Los compuestos covalentes no conducen
la corriente eléctrica y son malos
conductores del calor.
• Son blandos y no presentan resistencia
mecánica.
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Enlace metálico
• Es un enlace propio de los elementos metálicos que
les permite actuar como molécula monoatómica. Los
electrones cedidos se encuentran trasladándose
continuamente de un átomo a otro formando una
densa nube electrónica. A la movilidad de los
electrones se le debe la elevada conductividad
eléctrica de los metales.
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Características
• En estado sólido son excelentes
conductores del calor y la electricidad.
• La mayoría son dúctiles (hacer hilos) y
maleables (moldeables).
• Presentan temperaturas de fusión
moderadamente altas.
• Son prácticamente insolubles en
cualquier disolvente.
• Presentan brillo metálico, elevada
tenacidad y son muy deformables.
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Fuerzas intermoleculares
1. Enlace puente de hidrógeno
• Es
un
enlace
intermolecular
(entre
moléculas) que se origina entre un átomo de
hidrógeno
y
átomos
de
alta
electronegatividad con pequeño volumen
atómico como el fluor, oxígeno o nitrógeno.
2. Fuerzas de Vander Waals
• Son fuerzas intermoleculares muy débiles que
se efectúan entre moléculas apolares. Debido a
estas fuerzas débiles los gases se pueden licuar,
es decir pasar al estado líquido. Ejemplos: O2 y
CH4
3. Atracción dipolo - dipolo
• Las fuerzas de atracción dipolar operan
entre 2 o más moléculas polares. Así, la
asociación se establece entre el extremo
positivo (polo δ+) de una molécula y el
extremo negativo (polo δ-) de otra.
4. Atracción Ion - dipolo
• Los iones de una sustancia pueden
interactuar con los polos de las moléculas
covalentes polares. Así, el polo negativo de
una molécula atrae al Ion positivo y el polo
positivo interactúa con el Ion negativo: las
partes de cada molécula se unen por
fuerzas de atracción de cargas opuestas.
Enlace químico
Es un fuerza que une
Átomo
Dando origen al enlace
Dando origen al enlace
Covalente
Iónico
Que se produce entre
Que se produce entre
No metales
Metales y
No metales
Que
Comparten
electrones
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Moléculas
Iones
Que se une por
Transferencia
de electrones
Dando origen a
Atracción
Ion-dipolo
Que tienen una
Geometría
Molecular
Atracción
Dipolo-dipolo
Fuerzas de Van
Der Waals
Puente de
Hidrógeno
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