Loading presentation...

Present Remotely

Send the link below via email or IM

Copy

Present to your audience

Start remote presentation

  • Invited audience members will follow you as you navigate and present
  • People invited to a presentation do not need a Prezi account
  • This link expires 10 minutes after you close the presentation
  • A maximum of 30 users can follow your presentation
  • Learn more about this feature in our knowledge base article

Do you really want to delete this prezi?

Neither you, nor the coeditors you shared it with will be able to recover it again.

DeleteCancel

Make your likes visible on Facebook?

Connect your Facebook account to Prezi and let your likes appear on your timeline.
You can change this under Settings & Account at any time.

No, thanks

Quimica General II

Materia de Inacap
by

catalina rojas

on 18 March 2015

Comments (0)

Please log in to add your comment.

Report abuse

Transcript of Quimica General II

Química General Inacap
Catalina Rojas
Ing.Quimica y Medio Ambiente

Crojas@umag.cl
Catalina.rojas05@inacapmail.com

La Química una ciencia trasformadora
Nomenclatura Inorgánica
Estequiometria
Estado de la Materia
Energía y Equilibrio
Reacciones Química

Contenido
Trabajo de investigación

Relacionar de la química con los procesos productivos medicina, farmacia y con los combustibles en la producción de energía
Toxicidad de las sustancias químicas y su impacto en el medio ambiente.


Discusión en clases

Trabajo Escrito

La teoria del Big-Bag que explique el origen del universo y la formación de galaxias
Unidad 1 y Unidad 2 25% 10 de septiembre
Unidad 3 y Unidad 4 25% 22 de Octubre
Unidad 5 y Unidad 6 25% 26 de Noviembre
Laboratorios 25% 8 Laboratorio
Evaluaciones
TEORIA ATÓMICA
Aristóteles
(384 – 322 a.C.)
Demócrito (460 – 370 a.C.)
Premio Nobel de Física 1906
Joseph John Thomson
(1856-1940)
John Dalton
(1766-1844)
Experimento de Rutherford y colaboradores
Premio Nobel de Química 1908
Ernest Rutherford
(1871-1937)
Teoría Atómica de Rutherford (1910)
La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva en un núcleo muy pequeño y denso
Los electrones con carga negativa giran alrededor del núcleo
La mayor parte de un átomo es espacio vacío
Modelo Atómico de Bohr (1912)
Premio Nobel de Física 1922
Niels Bohr
(1885-1962)
Modelo de Bohr: consiste en que la mayor parte de su masa esta concentrada en núcleo extremadamente pequeño y los electrones giran en orbitas alrededor de este ocupando casi todo el volumen del tomo aunque contribuyen poco a la masa de este
La tercera partícula fundamental es el neutrón descubierta en 1932 por chadwick. El neutrón es una partícula sin carga, con masa ligeramente superior a la del protón.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento
3
2
1
Tienen mas energía
Tienen menos energía
Niveles de
Energía “n”
4
ESTADO BASAL O ESTACIONARIO

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
Ecuación de Schrodinger
Ψ es la función que representa la onda asociada al electrón en el átomo
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Ψ2 representa la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado espacio






Orbitales: espacio donde es más probable encontrar un electrón

1,66 10-31 kg
 
 
-1 unidad electrostática de carga =-1,6. 10-19C
 
ELECTRÓN e-
 
1,66 10-27 kg
 
 
0 no tiene carga eléctrica, es neutro
 
NEUTRON n
 
1,66 10-27kg
 
  +1 unidad electrostática de carga = 1,6. 10-19 C
 
PROTÓN p+
 
Masa
 
Carga
 
Partícula
Los n y p+ se encuentran en el núcleo y determinan la masa del átomo
Los e- giran alrededor del átomo y determinan las propiedades químicas de los átomos
Los átomos son eléctricamente neutros
Números cuánticos.
Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos:
n, L, m y s
(los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).
Los valores de éstos son los siguientes:
n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)
l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel)
m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital o orbital)
s = – ½ , + ½ (spín rotación del electrón )
s2
p6
d10
f14
Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n
Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f)
Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel.
En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y –1/2 número de spin
Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos:
1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–)
4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)
Y así sucesivamente…
ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA
El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales.
MODELO ACTUAL
Mecánica Cuántica
Mecánica Cuántica
“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”
Principio de exclusión de Pauli
.
Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico.
No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados).
Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
Se rellenan primero los niveles con menor energía.
No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.
Principio de mínima energía
Se siguen los siguientes principios:
Principio de mínima energía (aufbau)
Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.
COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA
Si l = 3 los orbitales son del tipo f
Si l = 2 los orbitales son del tipo d
Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 0 el orbital es del tipo s
l : Número cuántico del momento orbital angular
L
as letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse : líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
Si n = 1 entonces el número cuántico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.
n : Número cuántico principal
m : Número cuántico de la orientación espacial del orbital.
- 1/2
+ 1/2
Para s los valores pueden ser:
“ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin (s) ”.
s: Número cuántico del momento angular (de giro del electrón).
Se llama
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.
Notación:
Número atómico es el número total de protones presentes en un núcleo. Se le designa por la letra Z

Es una propiedad invariable de los átomos de cada elemento. A la suma de los protones y neutrones se le denomina número másico y se simboliza con la letra A. el número de neutrones N es: N = A - Z
Número atómico Z = nº protones
Número másico A = nº protones + nº neutrones
ISÓTOPOS : átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A).
Z = Número atómico (el número que aparece en la tabla)
A= Número Másico

A= No. De protones + No. De neutrones
Z
A
X
X
A
Z
ISÓBARO: Átomos que presentan igual número másico y distinto número atómico
Historia de la Tabla Periódica
Elementos conocidos en esa época
Historia de la Tabla Periódica
Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron los elementos según sus masas atómicas
Ambos dejaron espacios vacíos donde deberían encajar algunos elementos entonces desconocidos
La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces.
Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.
Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.
Clasificación de Mendeleiev
Historia de la Tabla Periódica
Mendelevio
En 1869 publicó una Tabla de los elementos organizada según la masa atómica de los mismos.
1834 - 1907
Dmitri Mendeleev
Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus similitudes de sus propiedades físicas y químicas.
El final de aquellos estudios es la Tabla Periódica Moderna
Historia de la Tabla Periódica
Tabla Periódica
Seminario
Tabla Periódica
Nombre y Símbolo
Propiedades y Características
Aplicaciones y Usos
Efectos del cobre en la salud y medio ambiente
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE LA SIGUIENTE MANERA
Alto en elementos que:

Pierden fácilmente electrones para formar cationes.
Bajas energías de ionización
Bajas afinidades electrónicas
Bajas electronegatividades
CARÁCTER METÁLICO.
Bajo en elementos que:

Ganan fácilmente electrones para formar aniones
Elevadas energías de ionización
Elevadas afinidades electrónicas
Elevadas electronegatividades
En Resumen
Propiedades de los elementos
de la
Tabla Periódica

La electronegatividad aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo.
El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el de los gases nobles
La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas:
Escala de Mulliken: Considera la electronegatividad como una propiedad de los átomos aislados, su valor es:
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
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
ELECTRONEGATIVIDAD.
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer.
La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico
A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m)
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.
EL TAMAÑO ATÓMICO.
La EN de un elemento
mide la tendencia relativa
del átomo a atraer los e
hacia si cuando se combina
químicamente con otro átomo.
Los elementos con alta EN (no metales) a menudo ganan electrones para formar aniones.
El elemento menos electronegativo cede un electrón o más electrones al elemento más electronegativo.
Los elementos con pequeña diferencias de EN tienden a formar enlaces covalentes entre si, o sea, comparten un electrón.
La EN suele aumentar de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos.
Electronegatividad (EN)
Los metales del grupo 1ª tienen EI1 muy baja. Los elementos con baja EI forman compuestos iónicos al perder electrones para formar cationes.
Los elementos con EI intermedia forman compuestos moleculares (covalentes) compartiendo electrones con otros elementos.
Los elementos con alta EI, por ejemplo los del grupo VIA y VIIA a menudo ganan electrones para formar aniones.

La primera energía de ionización (EI1)
llamada primer potencial de ionización,
es:la mínima cantidad de energía necesaria
para separar el electrón menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado, para formar un ion con carga 1+.
La segunda energía de ionización (EI2), es la cantidad de energía necesaria para separar el segundo electrón. Para un elemento dado la EI2 es siempre mayor que EI1 porque siempre es más difícil separar un electrón de un ion cargado positivamente que del correspondiente átomo neutro.
Energía de Ionización (EI)
Los iones simples cargados negativamente (aniones) son siempre más grande de los átomos de los que se forman.
Los cationes son siempre más pequeños de los átomos neutros de los que se forman.
Muchos elementos del lado izquierdo de la
tabla periódica reaccionan con otros
elementos perdiendo electrones para formar iones cargados positivamente (cationes). La carga nuclear permanece constante cuando se forma el ion.
Los radios iónicos disminuyen al aumentar el número atómico porque aumenta la carga nuclear
Radio Iónico
Semimetales o metaloides:
Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)
No Metales:
Ganan fácilmente electrones para formar aniones
Elevadas energías de ionización
Elevadas afinidades electrónicas
Elevadas electronegatividades
Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
Metales:
Pierden fácilmente electrones para formar cationes
Bajas energías de ionización
Bajas afinidades electrónicas
Bajas electronegatividades
Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales
CARÁCTER METÁLICO.
En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos
En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo
Se define como la variación de energía
cuando se añade un e a un átomo
aislado gaseoso para formar
un ion con carga 1-.
Los elementos con AE muy negativas gana fácilmente electrones para formar iones negativos (aniones)
La AE de los elementos se vuelve más negativas de izquierda a derecha en cada periodo.
Afinidad Electrónica (AE)
La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado:
Ca+ (g) + 2ªEI Ca2+ (g) + e-
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-
ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento. Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante, al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante
La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce
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
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)
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
AFINIDAD ELECTRÓNICA.
Dentro de cada período, los átomos de los metales alcalinos son los más grandes. Los de menor volumen son los de transición y los del grupo 13
En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período
 Al aumentar el número de electrones en la misma capa y aumentar la carga nuclear (efecto de apantallamiento) los electrones se acercan más al núcleo
En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo
Efecto de contracción: Al avanzar en el periodo aumenta el número atómico y, por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por consiguiente disminuye el tamaño
Efecto de apantallamiento: Al descender en el grupo, aumentan el número de capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta.
Este factor prevalece sobre el anterior
A medida que la carga nuclear efectiva aumenta, el radio atómico disminuye en forma constante en un periodo.
Dentro de un grupo de elemento se encuentra que el radio atómico aumenta cuando el número atómico aumenta.
Es la mitad de la distancia entre dos
núcleos de dos átomos metálicos
adyacentes.
Los atómicos se determinan por la fuerza de atracción entre los electrones del nivel externo y el núcleo
A mayor carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos con más fuerza por el núcleo mientras que el radio atómico es menor.
Radio Atómico
Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad:
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad:
En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables
Aumenta al avanzar en un período
Aumenta al ascender en el grupo
Disminuye al avanzar en un período
Aumenta al descender en el grupo
REACTIVIDAD.
No forman iones
Forman con dificultad iones positivos
Forman fácilmente iones negativos
Forman fácilmente iones positivos
He, Ne, Ar
Si, Ge
O, F, I, P
Li, Be, Re, Ag
Facilidad para formar iones
Ejemplo
Tipo de elemento
Metales
No metales
Semimetales
Gases nobles
Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones
Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión
Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina anión
Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ion
ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES.
Propiedades periódicas
1.-Radio atómico
2.-Radio iónico
3.-Potencial de ionización.
4.-Afinidad electrónica
5.-Electro negatividad
Enlace Químico
Un enlace químico es un conjunto de fuerzas que mantienen unido a los átomos , iones o moléculas. Se produce porque los átomos en conjunto son mas estables que los átomos aislados y unidos ocupan una misma energía .los responsables de formar un enlace químico son los electrones de valencia.
Son los electrones de mayor energía , ubicados en la capa electrónica mas externa.
La semejanza que existe entre las configuraciones electrónicas de los elementos que pertenecen a un mismo grupo , es decir el numero de electrones de valencia , hace que las propiedades químicas sean parecidas
Electrones de Valencia
Se escribe la configuración electrónica del elemento
Se marca la capa mas externa , es decir el ultimo nivel de energía
Se suman los electrones del ultimo nivel de
energía obteniendo los electrones de valencia
Pasos para calcular electrones de valencia
Enlace químico
Estructura de Lewis
Para facilitar el estudio de los
enlaces
Gilbert Lewis ideó un sistema de notación de puntos para representar los electrones de valencia, conocidos como Símbolos de Lewis
En este se escribe el símbolo químico del elemento y un punto una cruz por cada electrón de valencia
Ejemplo :
Para el átomo de fósforo (P) Z = 15

Primero se obtiene los electrones de valencia
1s22s22p63s23p3

ultimo nivel de energía

1s22s22p63s23p3 electrones de valencia 5e V
La configuraciones electrónicas exteriores de los átomos determinan la mayoría de las propiedades de los elementos.
las formulas de punto (lewis) se utilizan para mostrar las configuraciones electrónicas exteriores de los elementos
Reglas
1.- escriba el simbolo del átomo
2.- alrededor del símbolo, coloque un punto para cada electrón que este en el nivel de energía exterior
Luego alrededor del símbolo químico , se anotan los electrones de valencia con puntos o cruces
La distribución correcta de los electrones corresponde a la aplicación de la regla de Hund entonces :
1s22s22p63s23p3
P
Los electrones apareados se anotan como 2 puntos o cruces juntos y los electrones desapareados , como puntos o cruces independientes
Si un átomo gana o pierde electrones , el ion tomara la misma configuración del gas noble mas cercano por ejemplo
Estructura de Lewis para iones
Estos gases nobles como todos sabemos cuentan con ocho electrones en su capa exterior. Para lograr dicha estabilidad, la tendencia de los átomos es lograr la configuración electrónica externa completada por ocho electrones, esto es lo que se conoce como la “regla del octeto”
Regla del octeto
En el caso de los átomos de los elementos H, Li y Be, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con 2 electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio (He). (Regla del dueto)
Regla del dueto
Los elementos metálicos ceden electrones.
Los elementos no metálicos ganan o comparten electrones.
Ojo
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
Es una fuerza de atracción que se establece entre iones positivos y negativos
Ejemplo: NaCl (cloruro de sodio), CaF2 (fluoruro de calcio).
Enlace iónico:
Enlaces
Por una transferencia de electrones
Entre un elemento metálico que tienden a ceder electrones formando iones positivos y elemento no metálico que tiende a captar electrones formando iones negativos
Entre elementos con electronegatividades muy diferentes
Un enlace atómico se produce :
Cuando se toma un compuesto ionico. Cada ion se rodea del mayor numero posible de iones del signo contrario formando una estructura ordenada que se extiende en todas direcciones llamada red cristalina
Red cristalina
son sólidos a temperatura ambiente
Tienen altos puntos de fusión y ebullición
Generalmente son solubles en agua y en otros solventes polares
Conducen electricidad en soluciones o fundidos
Propiedades de los compuestos iónicos
Forman redes cristalinas de gran estabilidad
Al disolverse en agua se disocian
Son duros y frágiles

Muchos minerales se fragmentan con facilidad
cuando se golpean , esto se debe a que cuando se
golpean , un plano de los iones se desplaza,
quedando enfrentados iones del mismo signo
Por lo tanto los compuestos iónicos son sólidos y cristalinos, lo que implica que para romper este enlace se requiere una gran cantidad de energía.
Entonces
En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlos o disolverlos en agua, se logrará la separación de iones y ambos casos conducirán la corriente eléctrica.
Existen reglas empíricas que indican que si: ∆ E.N › 1,7 es un enlace iónico.
Es la fuerza de atracción que se establece entre átomos no metálicos de igual o diferente electronegatividad , cuando comparten sus electrones de valencia para formar moléculas
Enlace covalente
Los átomos pueden compartir uno o mas pares de electrones formando enlaces covalentes simples dobles o triples
Enlaces Químicos

1.- Enlace Iónico

2-Enlace Covalente
Moléculas Diatomicas
Moléculas Complejas
Se forma un compuesto covalente cuando ∆ E.N ‹ 1,7.
Se produce entre átomos de diferente electronegatividad. La distribución de las cargas eléctricas negativas no es simétrica, hay mayor densidad de carga cerca del elemento mas electronegativo . La molécula resultante tiene 2 polos por lo que es llamada dipolo
Ejemplos: H2O, HCl, CH4, etc.
Enlace covalente polar:
Se produce entre átomos iguales . Los electrones compartidos se ubican simétricamente respecto de ambos átomos y la distribución de las cargas electricas negativas es uniforme dentro de la molecula
Por ejemplo : Cl2 , O2
Enlace covalente apolar:
Según como se unen los átomos se pueden encontrar sustancias reticulares y moleculares
Propiedades de los enlaces covalentes
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.
Enlace metálico:
Las sustancias metálicas, al igual que en las iónicas , no se forman moléculas , sino una red cristalina metálica.
Sólidos a t° ambiente , excepto el cesio mercurio y galio que son líquidos
Poseen elevados puntos de fusión y ebullición, excepto los que son líquidos a temperatura ambiente.
Buenos conductores de calor y la electricidad
Propiedades de los compuestos metálicos
Maleables (forman laminas o planchas delgadas) y dúctiles ( forman hilos muy finos y alambres)
A excepción del litio sodio y potasio, todos son mas densos que el agua
Son tenaces, es decir, resisten grandes tensiones sin romperse
Poseen brillo metalico
Enlace químico
Fuerzas Intermoleculares
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.
Puente de hidrógeno:
A este enlace se debe la disminución anómala de la densidad del agua; que se origina cuando esta se solidifica, se explica con base en la formación de enlaces puentes de hidrógeno entre moléculas de agua en los cristales de hielo, originado un incremento de volumen, de tal manera que la densidad del hielo es menor que la densidad del agua líquida, por lo que el hielo puede flotar.
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.
Fuerzas de Vander Waals:
Prueba suerte!!
Full transcript