UNIVERSIDAD TÉCNICA DE COTOPAXI EXTENSIÓN LA MANÁ Sesión 4. Enlace químico INGENIERÍA ELECTROMECÁNICA QUÍMICA Mg.Sc. Ringo John López 19 de junio del 2020.

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1 UNIVERSIDAD TÉCNICA DE COTOPAXI EXTENSIÓN LA MANÁ Sesión 4. Enlace químico INGENIERÍA ELECTROMECÁNICA QUÍMICA Mg.Sc. Ringo John López 19 de junio del 2020 UNIDAD 1. MATERIA Y ENERGÍA

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3  Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.  Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas

4 Intramoleculares Fuerzas de Van de Waals intermoleculares Enlaces de hidrógeno. Tipos de enlaces Iónico. Covalente. Metálicos

5 profevane-quimikaenaccion.blogspot.com

6  Fuerzas intermoleculares son aquellas que se presentan entre moléculas individuales. Ejemplo, los puentes de Hidrógeno en el agua o las fuerzas de Van der Waals en algunos compuestos orgánicos.  Fuerza intramoleculares o interatómicos son aquellas que se presentan entre los átomos de la misma molécula. Ejemplo típico, los puentes de hidrógeno que se forman entre las bases nitrogenadas de la hebra helicoidal del ácido desoxirribonucléico y que le confieren su estabilidad estructura

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8  En este proceso de transferencia de electrones se forman iones. El átomo que pierde electrones queda cargado positivamente y se llama catión. El átomo que gana electrones queda cargado negativamente y se llama anión.  Ambos iones adquieren la configuración de un gas noble.  Generalmente, estos enlaces se formar por la unión de elementos con una gran diferencia de electronegatividad, de mas 1, 7.  En este caso los enlaces mas comunes serán entre los grupos IA II A con VI A Y VIIA

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10 www.iessanfulgencio.org

11  Sólidos a temperatura ambiente  Duros y frágiles  Solubles en agua y en otros solventes polares  Conducen corriente eléctrica cuando están fundidos y en solución, no en solidos  Tienen altos puntos de fusión y ebullición  Al disolverse en agua se disocian

12  No deja de ser curiosa la forma en que dos elementos que en sus estados puros son peligrosos (el Na es un metal corrosivo y el Cl es un gas venenoso), al combinarse forman un compuesto que nosotros usamos diariamente en nuestras comidas: la sal. Enlace iónico NaClNaCl +=

13  El Na entrega un electrón (el de su último nivel) al Cl, transformándose en el catión Na+.  El Cl acepta este electrón, transformándose en el anión Cl-.  Ahora ambos átomos tienen 8 electrones en su último nivel. Es decir, adquirieron la configuración electrónica de un gas noble.

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15 seordenan maneramás  Losionesenloscompuestosiónicos regularmenteenelespaciodela compacta posible.  Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

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21 Los enlaces iónicos se forman sólo entre metales y no metales. Eso es porque los metales ceden sus electrones y los no metales son receptores de esos electrones donados. De acuerdo a la ubicación en la tabla periódica, los elementos que reúnen esta condición son los que se encuentran en el grupo IA y VIIA, es decir, en lados opuestos. Sodio Cloro http://www.ck12.org/chemistry/Ionic-Bonding/

22 https://www.youtube.com/watch?v=ogeEKLf5n9w

23 a)NiBr b)KI c)AgNO 3 d)LiF e)MgCl 2 f)Na(OH) 2

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25  Seproducen átomoscomparten cuandodos sus electronesdevalencia. Esto ocurre entre átomos con tendencia a ganar electrones, es decir entre no metales con alta Electronegatividad.

26 Clasificación enlace covalente Según número de electrones por enlace Simple Doble Triple Según la diferencia de electronegatividad Enlace covalente polar Enlace covalente apolar

27 Cuando los átomos comparten un par de electronesse llama enlace simple Se forma el enlace doble cuando los átomos comparten dos pares de electrones Se forma el enlace triple cuando los átomos comparten tres pares de electrones.

28 https://www.youtube.com/watch?v=ign6-bbOqF4

29  Rango de Electronegatividad: ∆EN es menor a 1,7Enlace Polar ∆EN =0EnlaceCovalente Apolar

30  Se produce cuando uno de los átomos ejerce mayor atracción sobre los electrones elemento delotro.El conmayor electronegatividad atraeráaloselectrones delátomomenos electronegativo, generando carga parciales positivas y negativas.

31  Estetipodeenlacese iguales.Ladistribución producegeneralmenteentreátomos electrónicadeloselectronesesta preferentemente equilibrada entre los átomos.  Se produce generalmente cuando las electronegatividades es 0

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41 Solubilidad de sustancias iónicas. Las sustancias iónicas (sales como el NaCl) son solubles en disolventes formados por moléculas polares, En cambio, no lo son en disolventes apolares (benceno, cetona, eter,…) Solubilidad de sustancias covalentes. Las sustancias covalente pueden ser solubles o insolubles en disolventes polares. La solubilidad va a depender de la polaridad de la molécula covalente: Covalente apolar  insoluble Covalente polar  soluble

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48 Fuerzas Ion-Dipolo. En una sustancia iónica, los iones pueden interactuar con los polos de una molécula covalente polar. El polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo atrae al ión negativo, como ejemplo podemos citar la interacción del agua con el NaCl

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54 GEOMETRÍA MOLECULAR La geometría molecular determina la disposición tridimensional de los átomos que forman una molécula. Esta dependerá del número de electrones de valencia de los átomos que forman la molécula, ya que estos son los que intervienen en un enlace químico. Una molécula adoptará la geometría en la que la repulsión de los electrones de valencia sea mínima. La geometría molecular se estudia a través del modelo RPECV, cuyas siglas significan repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, según este modelo todos los electrones que hay alrededor del átomo central, incluyendo los enlazantes y los no enlazantes desempeñan un papel fundamental en la geometría de la molécula. El modelo RPECV considera para el diseño de la geometría molecular la siguiente nomenclatura: A: Corresponde al átomo central X : Ligandos unidos al átomo central (pueden ser enlaces simples, dobles o triples) E : Pares de electrones libres o solitarios que quedan en torno al átomo central.

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