CONCLUSIÓN: ENLACE QUÍMICO: Es la unión entre átomos El enlace químico se divide en 3: a) Enlace iónico: Generalmente se da entre un metal que cede electrones y un no metal que acepta electrones. Por ejemplo NaCl, en este caso el sodio cede su único electrón de la última capa y el cloro lo acepta para completar su octeto. b) Enlace covalente: Generalmente es la unión de un no metal más un no metal, se unen porque tienen la misma electronegatividad y no hay ganancia ni pérdida de electrones sino que los comparten para formar la ley del octeto. Por ejemplo Cl2. El átomo de cloro tiene siete electrones en su último nivel de energía y se une con otra molécula de cloro en la misma situación y ambos comparten su electrón para formar el octeto y ser estables cloro. El enlace covalente a su vez se divide de acuerdo a su polaridad (polaridad es cuando el átomo tiene un polo positivo y un polo negativo en: Covalente polar: Se da cuando los átomos que se unen son diferentes o la electronegatividad es diferente. Por ejemplo HF tienen diferente electronegatividad, el F queda con carga negativa y el H con carga positiva Covalente no polar: Se da cuando los átomos que se unen son iguales o la electronegatividad es igual Covalente coordinado o dativo: se forma cuando un átomo tiene su orbital vacío y no tiene electrones que dar y el otro átomo proporciona los electrones para unirse c) Enlace metálico: Es la unión entre un metal más un metal. Los metales tienen núcleos débiles por lo cual los electrones de sus orbitales se sueltan fácilmente formando una nube de electrones. Al salir los electrones del átomo este queda cargado positivamente y ahora atrae a los electrones de la nube y a esta fuerza se le llama enlace metálico. FUERZAS INTERMOLECULARES Son fuerzas de atracción entre moléculas con enlace covalente. Estas fuerzas también son llamadas de Van der Waals en honor del físico holandés Johannes Van der Waals, quien fue el primero en postularlas. Estas fuerzas ejercen influencia entre sólidos y líquidos, es decir son más fuertes entre solidos porque sus moléculas están muy unidas y un poco menos fuertes en líquidos. De estas dependen sus puntos de ebullición, entre más fuertes sean las fuerzas mayor temperatura se necesita para separar sus moléculas. Se dividen en: a) Puentes de hidrogeno: Se da entre el H y un elemento con mayor electronegatividad formando puentes de hidrogeno. Ocurren cuando se establece una fuerza de atracción entre el átomo de hidrogeno parcialmente positivo y un par de electrones sin compartir de otro átomo (N, O, F). Por ejemplo entre varias moléculas de H2O, de NH3, HF. En el caso del agua, en una molécula de agua el oxígeno por ser muy electronegativo (3.5) atrae fuertemente a los Hidrógenos que tienen carga positiva (es menos electronegativo 2.1) de otra molécula de agua y así sucesivamente, es decir se crean dipolos-dipolos pero muy fuertes debido a la gran electronegatividad de algunos elementos como el oxígeno, flúor, nitrógeno b) Fuerzas dipolo-dipolo: Actúan en moléculas polares neutras, las moléculas se atraen unas con otras cuando el extremo positivo de una molécula está en contacto con el extremo negativo de otra. Las fuerzas dipolo-dipolo son efectivas sólo cuando las moléculas están muy próximas, (las de puente de hidrogeno son muy fuertes por eso se les dio este nombre especial). Por ejemplo HCl, el Cl tiene una electronegativa de 3.5 y se polariza de forma negativa y el H de se polariza de manera positiva, cuando hay más moléculas se van uniendo el polo negativo de una con el polo positivo de la otra formando un dipolo y así sucesivamente. c) Fuerzas de London. Fueron propuestas por Fritz London, quien reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o en una molécula pueden crear un momento bipolar instantáneo. Estas fuerzas se dan cuando las moléculas son no polares. La fuerza de London es una dispersión, es decir cuando los átomos pierden su simetría volviéndose asimétricos se generan un dipolo instantáneo, es decir las fuerzas de London son dipolos instantáneos, es cuando una molécula no polar se convierte momentáneamente en polares. Por ejemplo molécula de Cl2, estarían como Cl – Cl sin cargas (porque son no polares) pero las fuerzas de London generan que haya una distorsión en su simetría y que de repente quede un Cl+ positivo momentáneamente y el otro como Cl- negativo generando un dipolo (cargas positivas y negativas). VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN Valencia se define como la capacidad de un átomo para combinarse con otro átomo. El número de electrones obtenidos, perdidos o compartidos para formar un octeto nos muestra directamente la capacidad de combinación del elemento, es decir, su valencia. Por ejemplo el NaCl el sodio tiene un electrón en su última capa y lo cede al cloro que tiene siete electrones en su última capa y le hace falta uno para completar el octeto en vez de perder siete electrones por lo tanto el Na como el electrón tiene una valencia de uno debido a que tienen solo una capacidad de combinación. Para calcular la valencia en los electrones que poseen más de 4 electrones de valencia, se pone el valor de 8 por el octeto y se resta los electrones de valencia y el resultado es el número de valencia. Ejemplos: El Flúor tiene 7 electrones de valencia en su última capa entonces restamos: 8 – 7= 1, es decir el F tiene valencia de 1 El Oxigeno tiene 6 electrones de valencia en su última capa, entonces restamos 8 – 6 = 2, es decir el O tiene valencia de 2. Para calcular la valencia de los átomos que tienen menos de 4 electrones de valencia en su última capa, su valencia va a ser los electrones que contienen en dicha capa. Por ejemplo: El sodio posee 1 electrón de valencia por lo tanto la valencia del sodio es uno. La valencia de un elemento no indica su naturaleza eléctrica o carga en un compuesto químico. Por conveniencia, para indicar la naturaleza eléctrica o carga en un compuesto químico o en un ión, se utiliza el término “número de oxidación”, definiéndose como la carga que un átomo muestra cumpliendo con ciertas reglas. Estado de oxidación: Son números asignados a elementos en una formula química de acuerdo a las siguientes reglas: Regla no. 1: los átomos en su estado basales decir que no están combinados tienen número de oxidación cero Por ejemplo Fo , Br0,, Ca0 Regla no.2: El número de oxidación de un ión simple es igual a la carga de ese ión. Por ejemplo Na+, Mg+2, S-2, Br-, por lo tanto el número de oxidación de Na es +1, Mg +2, S es -2 y del Br es -1. Regla no. 3: Todos los elementos que se encuentran en el grupo IA de la tabla periódica tienen un número de oxidación de +1, todos los elementos del grupo IIA tienen un número de oxidación de +2, e incluso todos los elementos del grupo IIIA tienen un número de oxidación de +3 Por ejemplo NaCO3 Sr (NO3)2 CaCl2 El no. De oxidación del Na es +1 porque se encuentra en el grupo IA El no. De oxidación del Sr es +2 porque se encuentra en el grupo IIA El no. De oxidación del Ca es +2 porque se encuentra en el grupo IIA Regla 4: El átomo de H siempre va a tener un número de oxidación de +1 Por ejemplo HCl H3PO4 El no. De oxidación del Hidrógeno es +1 Regla 5: el no. De oxigenación es -2 con excepción de peróxidos que es -1. Por ejemplo: CaO ( O = -2), H2O (O = -2), y el peróxido de hidrogeno H2O2 (O = -1) Regla no. 6: La suma de los no. de oxidación de todos los átomos en un compuesto es igual a cero. Por ejemplo K2CO3 K = +1 x 2 = +2 C= +4 x 1= +4 O= -2 x 3= -6 TOTAL +6 -6 = 0 Regla no. 7 La suma delos no. de oxidación de todos los átomos en un ión poli atómico es igual a la carga del ión. Por ejemplo: (HPO4)-2 H = +1 x 1 = +1 P = +5 x 1 = +5 O = -2 x 4 = -8 TOTAL = -2 que es la carga del ión