FUNDAMENTACION TEORICA  La conductividad eléctrica se puede definir como la capacidad de un cuerpo, de permitir el paso de la corriente eléctrica a través.

Presentación del tema: "FUNDAMENTACION TEORICA  La conductividad eléctrica se puede definir como la capacidad de un cuerpo, de permitir el paso de la corriente eléctrica a través."— Transcripción de la presentación:

1 FUNDAMENTACION TEORICA  La conductividad eléctrica se puede definir como la capacidad de un cuerpo, de permitir el paso de la corriente eléctrica a través de sí. La conductividad se puede presentar en los diversos estados de la materia: líquido, sólido y gaseoso. Las soluciones que conducen la corriente, están conformadas por solutos denominados, electrólitos; un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua se disocia o separa en sus correspondientes iones (especies químicas que presentan carga positiva o negativa), formando una disolución que conduce la corriente eléctrica. Dicha disolución, se conoce como disolución electrolítica. En la tabla que aparece a continuación se presentan algunos ejemplos de soluciones electrolíticas:

2 ESTRUCTURA DE LEWIS  Es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace formado.

3 ESTRUCTURA DE LEWIS SOLUCIÓNSOLUTO CLORURO DE SODIO EN AGUACLORURO DE SODIO ÁCIDO ACÉTICO EN AGUAÁCIDO ACÉTICO ÁCIDO CLORHÍDRICO EN AGUA ÁCIDO CLORHÍDRICO ÁCIDO NÍTRICO EN AGUAÁCIDO NÍTRICO HIDRÓXIDO DE SODIO EN AGUA HIDRÓXIDO DE SODIO

4 ESTRUCTURA DE LEWIS  Estructuras de Lewis: Cloruro de sodio NaCl  En este caso podemos ver que una estructura de un metal con un no metal, por lo que no se comparten electrones. El sodio entrega su electrón produciendo así un enlace iónico.

5 ESTRUCTURA DE LEWIS  Estructuras de Lewis: Ácido acético CH3COOH

6 ESTRUCTURA DE LEWIS  Estructuras de Lewis: Ácido clorhídrico HCl

7 ESTRUCTURA DE LEWIS  Estructuras de Lewis: Ácido nítrico HNO3  Cada uno de los átomos de oxígeno tiene 6 electrones exteriores, 1 átomo de nitrógeno tiene 5 electrones externos y 1 átomo de hidrógeno tienen 1 electrón externo, por lo tanto, hay un total de 24 electrones exteriores.

8 ESTRUCTURA DE LEWIS  Estructuras de Lewis: Hidróxido de sodio NaOH

9 ELECTRONEGATIVIDADES  Para el cálculo de las electronegatividades hacemos uso de una tabla apropiada y unas operaciones o cálculos matemáticos básicos. Para interpretar el tipo de enlace tendremos en cuenta lo siguiente:  -Si la diferencia es inferior aproximadamente 0.6, el enlace es covalente no polar. En este caso, los electrones se comparten casi equitativamente.  -Si la diferencia se encuentra entre 0.6 y 1.7, el enlace es covalente polar. Estos enlaces tienen más de los electrones en un extremo que en el otro.  -Si la diferencia se encuentra entre 1.7 y 2.0, se comprueba si hay algún metal. Si hay un metal en el enlace, este será iónico. Si solo hay no metales, el enlace será covalente polar.  -Si la diferencia es superior a 2.0, el enlace es iónico. En estos enlaces, los electrones estarán completamente en un extremo del enlace

10 ELECTRONEGATIVIDADES Electronegatividad según escala de Pauling

11 ELECTRONEGATIVIDADES  Electronegatividad del Cloruro de sodio NaCl  Na = 0.9  Cl = 3.0  E= 3.0 – 0.9 = 2.1  Como la diferencia de electronegatividades es mayor a 2, tenemos un enlace iónico.

12 ELECTRONEGATIVIDADES  Electronegatividad del Ácido acético CH3COOH  Las uniones son covalentes para que sea iónica la diferencia debe ser mayor a 1.7 y no lo es  Calculo de fuerza de unión de enlaces por diferencia de electronegatividad en base al flúor. carbono hidrogeno=2.5-2.1=0.4 carbono oxigeno= 3.5-2.5=1.0 hidrogeno oxigeno = 3.5-2.1=1.4 lo que pasa es que el grupo carboxilo es muy débil la unión hidrogeno y oxígeno y fácilmente sustituible.

13 ELECTRONEGATIVIDADES  Electronegatividad Ácido clorhídrico HCl  H = 2.1  Cl = 3.0  E= 3.0 – 2.1 = 0.9  Como la diferencia de electronegatividades esta entre 0.6 y 1.7, tenemos un enlace covalente polar.

14 ELECTRONEGATIVIDADES  Electronegatividad Ácido nítrico HNO3  H = 2.1  N = 3.0  O = 3.5  E. H – O = 3.5 – 2.1 = 1.4 – Enlace covalente polar.  E. O – N = 3.5 – 3.0 = 0.5 – Enlace covalente no polar  E. N – O = 3.5 – 3.0 = 0.5 – Enlace covalente no polar (doble)

15 ELECTRONEGATIVIDADES  Electronegatividad Hidróxido de sodio NaOH  H = 2.1  Na = 0.9  O = 3.5  E. Na – O = 3.5 – 0.9 = 2.6 – Enlace iónico.  E. O – H = 3.5 – 2.1 = 1.4 – Enlace covalente polar

16 MAPA FORMACION DE COMPUESTOS

17 TEORIA ATOMICA  Argumentos presentes en la teoría atómica:  Según Dalton:  1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.

18 TEORIA ATOMICA  2. Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.

19 TEORIA ATOMICA  3. Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.

20 TEORIA ATOMICA  4. En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos desaparece ni se transforma.

21 TEORIAS DE ENLACE  Para exponer los argumentos presentes en las teorías de enlace que explican las formas geométricas moleculares.  Necesitamos dos teorías las cuales son:  1.Teoría de hibridación del átomo central.  2.Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia  3. Teoría de enlace de valencia

22 Teoría de hibridación del átomo central  La hibridación es una teoría que permite justificar la geometría y propiedades de algunas moléculas que otra teoría no puede justificar. La hibridación consiste en suponer la “combinación” de orbitales atómicos puros de un mismo átomo para obtener orbitales atómicos híbridos. Para establecer la hibridación de un átomo en una molécula, se requiere conocer la estructura de Lewis de la misma y con base en ella se desarrollan los pasos siguientes:  1. Se representa por separado la distribución de las nubes electrónicas para el átomo en cuestión.  Ejemplo: La distribución de las nubes en el átomo de fósforo, es la siguiente.

23 Teoría de hibridación del átomo central  2.Se dibuja el diagrama de orbitales del átomo en cuestión empleando los orbitales y electrones correspondientes a la última órbita  Ejemplo: el diagrama de orbitales para el fósforo es

24 Teoría de hibridación del átomo central  3.Se promocionan los electrones que sean necesarios, para que se tengan tantos orbitales con un solo electrón, como enlaces presente el átomo  4.Se hibridan los orbitales atómicos, tantos orbitales como nubes electrónicas presente el átomo en cuestión.

25 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia  La estructura del Lewis muestra las moléculas en dos dimensiones generalmente con una representación plana de ellos y los pares de electrones libres quedan representados simplemente como puntos anexos a un átomo (o como una raya). La teoría de repulsión del par electrónicos permite predecir para los electrones de Valencia que tanto están separados para minimizar las repulsiones en la molécula. Definimos un grupo de electrones como cualquier región localizada alrededor del átomo. Así un grupo electrones puede consistir en un enlace sencillo, en un enlace doble, en un enlace triple, un par solitario e incluso un solo electrones como es el caso de los radicales. Cada uno de estos por separado repelen a otros grupos y trata de ocupar el máximo espacio alrededor del átomo central. Si deseamos representar entre dimensiones estas disposiciones nos permite predecir la forma de la molécula.

26 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia  Se basa en las siguientes reglas:  1.Se escribe la estructura de Lewis de la cual se deduce el número de pares de electrones presentes en el átomo central, ya sean solitarios o de enlace.  2.Los pares de electrones, tanto de enlace como de no enlace, que rodean al átomo central se orientan de forma que estén lo más alejados posibles para que las repulsiones entre ellos sean mínimas.  3.Un par de electrones de no enlace ocupa más espacio sobre la superficie del átomo que un par de electrones de enlace.  4.Los pares de electrones de un doble o de un triple enlace producen los mismos efectos estéricos que un enlace sencillo pero ocupan más espacio, son más voluminosos

27 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia

28 Teoría de enlace de valencia  Esta teoría se usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas. Por ejemplo en el caso de la molécula F2, el enlace F-F está formado por el solapamiento de orbitales p de dos átomos de flúor diferentes, cada uno conteniendo un electrón desapareado.

29 Teoría de enlace de valencia

30 CONCLUSION  Con el desarrollo de este trabajo colaborativo, nuestro grupo de estudiantes concluye, el aprendizaje de como realizar la estructura de lewis en los solutos y compuestos al igual que sus electronegatividades, igualmente se aprendió sobre la formación de compuestos, la teoría atómica, la simetría molecular y el enlace químico

31 REFERENCIAS  Medina V, J. & Frausto R, C. (2005). La Simetría Molecular. Conciencia Tecnológica, (27-30) Recuperado de http://hdl.handle.net/10596/7591http://hdl.handle.net/10596/7591  Cedrón, J., Landa, V., y Robles, J (2011). Química General. Material de enseñanza. Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú. Recuperado http://hdl.handle.net/10596/7599http://hdl.handle.net/10596/7599  Pozuelo de Diego, Javier (2015). El enlace Químico. Recuperado de http://hdl.handle.net/10596/7600http://hdl.handle.net/10596/7600  Taylor T.J. Enlace Químico y Estructura Atómica. Recuperado de http://hdl.handle.net/10596/7588http://hdl.handle.net/10596/7588  University of Colorado Boulder. (2014). Formas moleculares. (2014). Recuperado de http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapeshttp://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes  Las sustancias moleculares. (s.f). 100cia química.net. Recuperado de http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3.htmhttp://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3.htm

32  Cualquier cosa que la mente del hombre puede concebir y creer, puede ser conseguida  Napoleón Hill.  FIN