Flashcards
Enlace químico
Cards in this deck (23)
- 1Enlaces químicos
- 2ENLACE IÓNICOEs la unión de iones de signo eléctrico opuesto mediante fuerzas electrostáticas.
- 3CICLO DE BORN-HABER
- 4ECUACION DE BORN-LANDÉ
- 5PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS-Todos los compuestos iónicos son sólidos cristalinos.
-Los puntos de fusión y ebullición son muy altos.
-Se disuelven en disolventes polares y son insolubles en disolventes no polares.
-Son malos conductores de la corriente eléctrica. Pero la conducen en estado fundido y
cuando están disueltos en un disolvente polar.
-Son duros pero quebradizos. - 6ENLACE COVALENTESe forma entre elementos de
electronegatividad parecida. - 7Electrones enlazantes y no enlazantes-Electrones enlazantes: Pares de electrones (rayas) localizados entre dos átomos.
-Electrones no enlazantes (pares solitarios), no forman enlaces. - 8Normas para dibujar las estructuras de Lewis1.-Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En el caso de ser un ión se suman (anión) o restan (catión) electrones según sea el signo del ión.
2.-Escribir los símbolos de los átomos y unirlos mediante un enlace sencillo.
3.-Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central (el H sólo 2).
4.-Colocar los electrones que sobren en el átomo central (aunque sobrepasen el octeto).
5.-Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, probar con enlaces múltiples.
6.-Estructura más correcta (criterio de la carga formal).
7.-Determinar el número de enlaces - 9Determinar el número de enlaces
- 10CARGA FORMALC. F. = e de valencia - (nº enlaces + e no enlazantes)
- 11NUMERO DE OXIDACIONNº Oxidación = e- valencia - (e- asignados + e- no enlazantes)
- 12EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO1. Moléculas con número impar de electrones. NO, NO2.
2. Moléculas deficitarias en electrones, cuando algún átomo tiene menos de un octeto.
3. Moléculas con exceso de electrones, cuando algún átomo tiene más de un octeto. - 13GEOMETRÍA MOLECULAR. TRPECV (VSPR)1. Se construye estructura de Lewis de la molécula o ión.
2. Se calcula el número estérico contando el número de pares de electrones no enlazantes
que rodean al átomo central y el número de átomos unidos directamente a él.
3. Se asigna la geometría electrónica (GE) en base al número obtenido anteriormente.
4. Para deducir la geometría molecular (GM) o forma se eliminan tantos vértices de la
figura geométrica como pares de electrones no enlazantes haya.
5. Para deducir la polaridad de la molécula hay que estudiar la simetría de la misma.una molécula formada por un átomo central sin pares de
electrones no enlazantes y rodeado por átomos equivalentes es no polar (m = 0). - 14Tabla para la geometría molecular
- 15FUERZAS INTERMOLECULARESLas fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces que hemos visto pero lo
bastante fuertes para mantener unidas las moléculas e incluso producir cambios en el estado
de agregación y mantener moléculas unidas en estado líquido e incluso en sólido. - 16FUERZAS INTERMOLECULARES: ENLACE DE HIDRÓGENOEl enlace de hidrógeno se forma en moléculas que presentan un H unido a un átomo muy electronegativo (F, O, N) y un par de electrones sin compartir (no enlazante) en un átomo electronegativo cercano.
Es la fuerza intermolecular mas fuerte. - 17FUERZAS INTERMOLECULARES: FUERZAS DE VAN DER WAALSSon más débiles que el enlace de hidrógeno. Sólo son efectivas cuando las moléculas están próximas.
- 18FUERZAS INTERMOLECULARES: FUERZAS DE VAN DER WAALS (Fuerzas dipolo-dipolo. (Keeson))Se producen entre moléculas que son dipolos permanentes, las moléculas polares se
atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de otra. - 19FUERZAS INTERMOLECULARES: FUERZAS DE VAN DER WAALS (Fuerzas dipolo-dipolo inducido. (Debye))Se produce entre una molécula no polar y una molécula que es un dipolo permanente.
Cuando se acerca la molécula polar a la no polar, induce en ésta un momento dipolar, y se
atraen mediante sus extremos cargados opuestamente. - 20FUERZAS INTERMOLECULARES: FUERZAS DE VAN DER WAALS (Fuerzas de dispersión. (London)Se originan entre átomos o moléculas no polares.
- 21ENLACE METÁLICO: PROPIEDADES DE LOS METALES1. Los metales presentan aspecto brillante.
2. Son muy duros, dúctiles y maleables.
3. Puntos de fusión y ebullición altos.
4. Alta densidad.
5. Son conductores de la corriente eléctrica y el calor y producen fenómenos de emisión
fotoelectrónica y termoelectrónica.
6. Son sólidos. - 22SEMICONDUCTORESLa conductividad de un semiconductor aumenta con la temperatura, a la inversa que
los metales debido a que la concentración de portadores de carga aumenta cuando lo hace la
temperatura. - 23Semiconductores tipo n y tipo pLos semiconductores de tipo n se originan cuando elemento del grupo 14 (s2p2) se impurifican
con elementos del grupo 15 (s2p3): As, Sb, P.
Los semiconductores de tipo p se originan cuando elemento del grupo 14 (s2p2) se impurifican
con elementos del grupo 13 (s2p1): Al, Ga, In.
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- Universitario Química (Enlace químico) Flashcards on Enlace químico, created by Victor Rodriguez on 08/06/2014.
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- Victor Rodriguez
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