ENLACES QUÍMICOS

ENLACE IÓNICO

Total transferencia de electrones

b) Diferencias de EN > 1,7 (Grupos I A y IIA y elementos del grupo VI A y VII A)

Altos puntos de fusión estructuras cristalinas

ENLACE COVALENTE

Comparten electrones

b) Diferencias de EN ≤ 1,7

c) Bajos puntos de fusión y estructuras amorfas

La distribución electrónica es homogénea Distribución desigual de densidad de carga Enlace covalente no-polar Enlace covalente polar

Estructura de Lewis La estructura de Lewis muestra a la molécula con sus electrones de valencia (electrones ubicados en el último nivel) simbolizados como puntos.

Regla del Octeto: Para formar enlaces, los elementos de los grupos principales ganan, pierden o comparten electrones a modo de lograr una configuración electrónica estable caracterizada por un octeto (ocho electrones de valencia) Ejemplos CCl4 XeF2

Reglas para realizar una estructura

Ejemplo HNO3 Solo regla del Octeto ??????

Carga Formal Carga Formal: Electrones de valencia - Electrones asignados Regla de estabilidad: La estructura más estable es la que tiene los menores valores de carga formal. La carga formal debe corresponder a la carga de la molécula. Ejercicios PCl3O, HO3N

Ejercicio 1 1.- HOCl H2SO4 SO2 C2N2 Ejercicio 2 NH3, NO, CH4, BF3 Señala qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuáles no lo hacen NH3, NO, CH4, BF3

Ejercicio 3 3.- Determine la estructura de lewis más estable de la siguiente molécula neutra, M2F4Cl2O4 sabiendo que M pertenece al grupo IV, F y Cl pertenecen al grupo VII y O al grupo VI.

Nomenclatura Inorgánica Compuestos Inorgánicos CO, CO2, CN-,CO3-2, HCO3- 1.- Nomenclatura IUPAC (stock) En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis: 2.- Nomenclatura Tradicional En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:

Las reglas de asignación del número de oxidación son: 1. El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico, He, N2 , P4 , etc. 2. El n.o. de un ión simple coincide con su carga: Así, los n.o . del S2–, Cl– y Zn2+ son, respectivamente, –2, –1, +2 3. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es –1 4. El n.o. del O en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos, que es –1 5. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1 6. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2 24

7. El n. o. del F en sus compuestos es siempre –1. El n 7. El n.o. del F en sus compuestos es siempre –1. El n.o de los demás halógenos varía desde -1 a +1, +3, +5, +7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro halógeno más electronegativo. 8. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ión es igual a la carga del ión

A.- Compuestos Binarios 1.- Óxidos Metálicos Combinación de un Metal + Oxígeno (O-2) 2.- Hidruros Combinación de un Metal + Hidrógeno (H-1) 3.- Óxidos No-Metálicos Combinación de un No-Metal + Oxígeno (O-2) 4.- Hidrácidos Combinación de un No-Metal + Hidrógeno (H+1)

B.- Compuestos Ternarios 5.- Peróxidos Combinación de un Metal + Oxígeno (O2-2) 6.- Sales de Hidrácidos Combinación de un No-Metal + Metal (sales iónicas) B.- Compuestos Ternarios 1.- Hidróxidos Combinación de un Metal + Ión Hidroxilo (OH-) 2.- Oxácidos Se obtienen al mezclar un No-Metal con agua

3.- Sales de Oxácidos Se obtiene al reemplazar los hidrógenos de un Oxácido por un Metal