definición :
La definición de química ha cambiado a través del tiempo a medida que nuevos descubrimientos se han añadido a la funcionalidad de esta ciencia. El término «química», a vista del reconocido científico Robert Boyle, en 1661, se trataba del área que estudiaba los principios de los cuerpos mezclados.
En 1663, química se definía como un arte científico por el cual se aprende a disolver cuerpos, obtener de ellos las diferentes substancias de su composición, y como unirlos después para alcanzar un nivel mayor de perfección. Esto según el químico Christopher Glaser.
La definición de 1730 para la palabra química, usada por Georg Ernst Stahl, era el arte de entender el funcionamiento de las mezclas, compuestos, o cuerpos hasta sus principios básicos; y luego volver a componer esos cuerpos a partir de esos mismos principios.
En 1837, Jean-Baptiste Dumas, consideró la palabra química para referirse a la ciencia que se preocupaba de la leyes y efectos de las fuerzas moleculares. Esta definición luego evolucionaría hasta que, en 1947, se le denominó la ciencia que se preocupaba de las substancias: su estructura, sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras substancias (caracterización dada por Linus Pauling).
Más recientemente, en 1988, la definición de química fue ampliada para ser «el estudio de la materia y los cambios que implica», esto, en palabras del profesor Raymond Chang.
Regla del octeto
La regla del octeto, enunciada en 1916 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 iones que tienen carga negativa, es decir electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,1 los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. los gases nobles son elementos electro químicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermusculares.
Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuracion electronica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de diferentes maneras:
- Enlace iónico
- Enlace covalente
- Enlace metálico
- Enlaces intermoleculares
- Enlace coordinado
Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.
En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones en el último nivel de energía de cada uno de los oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto. Notase que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente.
Energía de ionización
La energía de ionización, potencial de ionización o el es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado gaseoso.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
.Siendo
los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; 
, la energía de ionización y 
un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.
El potencial o energía de ionización se expresa en electronvoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J
En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) o electro afinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo:
.
También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente laentalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.
Esta propiedad nos sirve para prever qué elementos generarán con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc.Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número a dimensional que se incluye dentro de la escala de pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.
Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
Valencia (química)
La valencia, es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación que a fin de cuentas representa lo mismo. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis(1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.numero de oxidación
Los compuestos quimicos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los consideramos separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser globalmente nula, debemos tener en un compuesto tantas cargas positivas como negativas. Respecto a los iones, se dice que quedan con carga residual.
Para entender qué significa esto de que un compuesto sea eléctricamente neutro, veamos un ejemplo: tomemos el caso del ácido sulfúrico (H2SO4):
| +1 |
+6
|
−2
| |
H2 a
|
S b
|
O4 c
| |
a +
|
b +
|
c
|
= 0
|
+2
|
+6
|
−8
|
= 0
|
El número que aparece sobre el símbolo del elemento debe colocarse como superíndice y con el signo más (+) o el menos (−) puesto a su izquierda, para diferenciarlo del número de carga de los iones en que el signo se pone a la derecha del digito. Así, H+1para indicar el número de oxidación del Hidrógeno (+1) y Ca2+ para indicar ión Calcio(2+).
Siguiendo la explicación de nuestro cuadro, los elementos se han identificado con las letras a, b y c para mostrar la ecuación que debe ser igual a cero.
Ahora bien, ese número de arriba representa algo que se llama número de oxidación o estado de oxidación y representa la carga electrica que aporta cada átomo en el compuesto y que sumadas debe ser igual a cero (eléctricamente neutro).
Pero, en nuestro ejemplo, + 1 + 6 − 2 es igual a +7 −2 = 5 (no es igual a cero como debería ser). Claro, pero debemos fijarnos en que son dos átomos de hidrógeno (H2), un átomo de azufre (S) y cuatro
átomos de oxígeno (O4), así es que ese numerito de arriba se debe multiplicar por el número de átomos de cada elemento que participa en el compuesto, y nos quedará +2 +6 −8 = 0.
1-/ Qué entiendes por enlace químico?
R-/ lo que entiendo por enlace quimico es que es como los quimicos que forma la materia que hace lo fisico osea todo lo que vemos en forma fisica y son compuestos quimicos.
2-/ Identifique y defina las propiedades que debe tener todo enlace químico para su formación?
R-/
Las estructuras de Lewis
| |||||||||||||||||||||||||||
Átomos
|
Se dibujan los electrones externos en los grupos y se maximizan los electrones no pareados por ejemplo:
 | ||||||||||||||||||||||||||
Iones simples
|
Los átomos pierden o ganan electrons para adquirir la configuración de gas noble. Por los tanto no hay puntos en las estructuras. Ejemplo:
La estructura de puntos para Na+1 es [Na+1] .
La estructura de puntos del O-2 es [O-2].
El grupo 1 pierde 1 electrón y el 6 puede ganar 2 electrones.
| ||||||||||||||||||||||||||
Compuestos iónicos
|
En el Al2O3, el Al, esta en el grupo 3, será +3 y el oxigeno O, en el grupo 6, será -2.
La SUMA = 2(+3) + 3(-2) = 0.
| ||||||||||||||||||||||||||
Practica
|
atomos: N, C, Al, Mg, F, As
iones: Cs+1 , F-1 , Mg+2 , O-2 , P-3 , Si-4 , B+3 compuestos iónicos: MgS, Ca3P2, NaCl, Na4Si, Fr2Se, Al2O3, Na3N | ||||||||||||||||||||||||||
Moléculas covalentes simples
|
Un enlace covalente es un par de electrones (usualmente uno de cada átomo) compartidos entre dos núcleos, el H siempre llega hasta 2 electrones externos y los otros átomos adquieren 8 electrones.
| ||||||||||||||||||||||||||
Ejemplos
|
| ||||||||||||||||||||||||||
Practica
|
Covalente simple : CH4, H2O, NH3, CH3CH3, CH3CH2Cl, CH3CH(NH2)CH2OH, CH2OH(CHOH)CH2OH, (CH2)4
B, H2O, MgF2, Se-2, CH3CHOHCH2F, NF3, Mg3N2
| ||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||
Radicales
|
Son iones que tienen atoms unidos en forma covalente pero que se atraen iónicamente con otros átomos o radicals.
| ||||||||||||||||||||||||||
Radicales comunes
|
| ||||||||||||||||||||||||||
Ejemplo
|
| ||||||||||||||||||||||||||
Practica
|
radicales: NH4+1 , PO4-3 , SO4-2 , SO3-2 , ClO3-1 , CO3-2 , OH-1 , NO3-1 , NO2-1 , HCO3-1: O, F-1, Sr3P2, CF4, H2CO, NH4+1 , Al2O3 , CF3CH2I , KCN , SO4-2 , CO3-2
| ||||||||||||||||||||||||||
3-/Qué diferencia encuentras entre número de oxidación y valencia de un elemento?
R-/ En si no hay mucha diferencia ya que valencia tiene que ver con el numero de electrones y el numero de oxidación tiene que ver con la misma cantidad de iones en el elemento.
4-/ cuales son los diferentes tipos de enlace que existen definalos y de ejemplos?
R-/
Enlace iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos
Los compuestos iónicos estado sólido forman estructuras reticulares cristalinas. Los dos factores principales que determinan la forma de la red cristalina son las cargas relativas de los iones y sus tamaños relativos. Existen algunas estructuras que son adoptadas por varios compuestos, por ejemplo, la estructura cristalina del cloruro de sodio también es adoptada por muchos haluros alcalinos y óxidos binarios, tales como MgO.
Disposición de la red cristalina en el NaClPropiedades de los compuestos iónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.
Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.
- La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
- La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.
ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
POLARIDAD DE LOS ENLACES
En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.
Nota: profesora no pude adjuntar el power point con en el mapa conceptual entonces lo hice en prezi con vídeos y todo ya lo vera y perdón por la demora e tenido unos cuantos problemas. muchas gracias
web grafía:
www.wikipedia.com
www.yahoorespuestas.com
www.elrincondelvago.com
www.youtube.com
No hay comentarios:
Publicar un comentario