miércoles, 24 de octubre de 2018

SEGUNDA RONDA EXPOSICIONES




grupo 4
1. Qué son Estados de la materia:
Los estados de la materia son las formas de agregación en que se presenta
la materia en condiciones ambientales específicas afectando la atracción de
las moléculas que la componen.
Los estudios sobre los estados de la materia se han extendido desde aquellos
que se presentan en condiciones naturales de la superficie terrestre como el
sólido, líquido y gaseoso, hasta aquellos estados que se presentan en
condiciones extremas del universo, como son el estado plasmático y el estado
condensado, entre otros que aún están siendo investigados.
De esta manera, se puede considerar que existen cinco estados de la materia:
sólido, líquido, gaseoso, plasmático y condensado de Bose-Einstein, siendo el
sólido, líquido y gaseoso los tres principales por ser formas de agregación que
se presentan concreta y naturalmente bajo las condiciones existentes en el
planeta Tierra.
A pesar de ello, se considera el estado plasmático también como principal al
poder ser reproducido como, por ejemplo, en el plasma de los televisores.
Características de los estados de la materia
Cada estado de la materia presenta características diferentes debido a la fuerza
de atracción entre las moléculas individuales de cada sustancia.
Las características de cada estado sufren alteración cuando se aumenta o
disminuye la energía, generalmente expresada en temperatura. Esto indica que
las características de los estados de la materia reflejan cómo las moléculas y
átomos se agrupan para formar la sustancia.
En esta medida, por ejemplo, un sólido tiene el menor movimiento molecular y
la mayor atracción entre las moléculas. Si aumentamos la temperatura, el
movimiento molecular aumenta y la atracción entre las moléculas disminuye,
transformándose en líquido.
Si aumentamos más la temperatura, el movimiento molecular será mayor y las
moléculas se sentirán menos atraídas, pasando al estado gaseoso y finalmente,
en el estado plasmático el nivel energético es altísimo, el movimiento molecular
rápido y la atracción entre moléculas mínima.
Cuadro comparativo de los estados de la materia
Estado de la
materia Propiedades Características
Estado sólido Materia fija.
1) La fuerza de atracción entre
las moléculas individuales es
mayor que la energía que
causa separación.
2) Mantiene su forma y
volumen.
3) Las moléculas se encierran
en su posición limitando su
energía vibracional.
Estado líquido
Fluidos cuyos lados de
carga negativa atraen
las cargas positivas.
1) Á tomos chocan pero se
mantienen cerca.
2) Toma la forma de lo que lo
contiene.
Estado
gaseoso
Gases de átomos con
poca interacción.
Puede ser comprimido
tomando formas indefinidas.
Estado
plasmático
Gases calientes e
ionizados, por lo tanto
altamente energéticos.
1) Las moléculas se separan
voluntariamente.
2) Sólo existen átomos sueltos.
Estado
condensado de
Bose-Einstein
Superfluidos gaseosos
enfriados a
temperaturas cercanas
al cero absoluto (-
273.15°C).
1) Observable solo a nivel
subatómico
2) Presenta superfluidez:
fricción cero.
3) Presenta
superconductividad: resistencia
eléctrica nula.
Estado de la
materia Propiedades Características
Vea también Propiedades de la materia.
Cambios de estados de la materia
Los cambios de estados de la materia se producen mediante procesos que
permiten que la estructura molecular de la materia cambie de un estado a otro.
Se identifica los factores de temperatura y presión como influenciadores
directos en los cambios de estado, pues al aumentar o disminuir las
temperaturas, estas generan los procesos de alteración.
Tomando en cuenta los estados principales de materia (sólido, líquido, gaseoso
y plasmático) podemos distinguir los siguientes procesos de cambio de estado.
Proceso Cambio de estado Ejemplo
Fusión Sólido a líquido. Deshielos.
Solidificación Líquido a sólido. Hielo.
Vaporización Líquido a gaseoso. Vapor.
Condensación Gaseoso a líquido. Lluvia.
Sublimación Sólido a gaseoso. Hielo seco.
Ionización gaseoso a plasmático. Superficie del sol.
Es importante recalcar que los cambios de estado mencionados en el cuadro
anterior dependen de la disminución o aumento de la temperatura y la presión.
En este sentido, mientras mayor sea la temperatura, mayor fluidez (movimiento
molecular), y mientras mayor sea la presión, menores serán los puntos de
fusión y puntos de ebullición de la materia.
2. Propiedades Generales de
la Materia
Son aquellas comunes para todas las sustancias, es decir, que no caracterizan
a una sustancia en particular, son propiedades generales como la forma, el
tamaño, la masa, el volumen y el peso. Así, por ejemplo, podemos establecer la
masa y el volumen de una sustancia de 30 gramos (g) y 100 mililitros (ml),
respectivamente, pero esto no es particular para dicha sustancia ya que es
posible que existan muchas otras que logren tener la misma masa y el mismo
volumen en un momento determinado.
VOLUMEN
Es definido como el espacio que ocupa un cuerpo. La unidad de volumen
según el SI (Sistema Internacional de Medida) es el metro cubico (m3), la cual
es demasiado grande para el uso cotidiano. Por lo tanto, generalmente se
emplea el Litro que se representa por el símbolo L, el mililitro se representa por
el símbolo mL y el centímetro cubico por los símbolos cc o cm3
MASA
La masa de un cuerpo es la medida fundamental de la cantidad de materia que
contiene, y la unidad de masa en el SI es el kilogramo (kg). Las masas más
pequeñas se expresan en gramos (g) o miligramos (mg).
Hablando con propiedad, hay que distinguir entre masa y peso.
Ya sabemos que la masa es unamedida de la cantidad de materia
de un objeto; por su parte peso es una medida que resulta de la
fuerza gravitatoria que actúa sobre el objeto.
PESO
Es la medida de la fuerza de atracción entre la tierra y los cuerpos. Esta
atracción se denomina fuerza de gravedad y depende de la masa de los
objetos y la aceleración de la gravedad.
La masa de los cuerpos es constante en cualquier lugar. Sin embargo, el peso,
no es contante, lo cual se debe a que la fuerza de atracción que ejerce los
cuerpo vario, y aún más si nos alejamos del planeta, como es el caso de los
astronautas que
relacionar las propiedades físicas observadas del sistema con estas
propiedades dinámicas moleculares en promedio. Las técnicas para relacionar
el comportamiento macroscópico global de los sistemas materiales con el
comportamiento promedio de sus componentes moleculares constituyen la
mecánica estadística.
Aproximadamente en el 50 a. C. el filósofo romano Lucretius propuso que los
cuerpos macroscópicos, aparentemente estáticos, estaban compuestas a
pequeña escala de átomos que se movían rápidamente chocando entre ellos
Características
Los principales postulados de la teoría cinética son los siguientes:
· El número de moléculas es grande y la separación media entre ellas es
grande comparada con sus dimensiones. Por lo tanto, ocupan un volumen
despreciable en comparación con el volumen del envase y se consideran
masas puntuales.
· Las moléculas obedecen las leyes de Newton, pero individualmente se
mueven en forma aleatoria, con diferentes velocidades cada una, pero con
una velocidad promedio que no cambia con el tiempo.
· Las moléculas realizan choques elásticos entre sí, por lo tanto se conserva
tanto el momento lineal como la energía cinética de las moléculas.
· Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto durante el choque.
Se considera que las fuerzas eléctricas o nucleares entre las moléculas son
de corto alcance, por lo tanto solo se consideran las fuerzas impulsivas que
surgen durante el choque.
· El gas es considerado puro, es decir todas las moléculas son idénticas.
· El gas se encuentra en equilibrio térmico con las paredes del envase.
· Propiedad, definición:
Son aquellas propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando
reaccionan, es decir, cuando se rompen y/o se forman enlaces químicos entre
los átomos, formándose con la misma materia sustancias nuevas distintas de
las originales.
Las propiedades químicas se manifiestan en los procesos químicos (reacciones
químicas), mientras que las propiedades propiamente llamadas propiedades
físicas, se manifiestan en los procesos físicos, como el cambio de estado, la
deformación, el desplazamiento, etc.
Ejemplos de propiedades químicas: - corrosividad de ácidos - poder calorífico o
energía calórica - acidez - reactividad
4. molécula
Características
Se encuentran
formadas por dos
o más átomos. Los átomos que forman las moléculas pueden ser iguales
(por ejemplo, la molécula de oxígeno (Dioxígeno), que cuenta con dos
átomos del elemento), o distintos (la molécula de agua, que tiene dos
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno). Cada molécula de una
sustancia compuesta constituye la porción más pequeña de materia que
conserva las propiedades químicas de dicha sustancia.
Por ejemplo, si vemos una bolsa de sal de cocina como un todo,
podremos apreciar que ese todo es un polvillo de color blanco. Ahora, si
observamos más de cerca, vemos que ese polvillo está conformado por
gránulos diminutos de configuración espacial, como si fueran pequeñas
cajitas. Estas cajitas, a su vez, están formadas por agrupamientos de
varias unidades, las cuales se denominan moléculas. En el caso de la
sal, las moléculas serían de cloruro de sodio.
Las moléculas sólo se hallan perfectamente individualizadas en los
gases en estado de movimiento rectilíneo desordenado, en cuyo caso su
interacción se limita a choques muy breves. En los líquidos, si bien las
moléculas se desplazan libremente, existe un mayor contacto
intermolecular. En los sólidos, las moléculas ocupan por lo general
posiciones fijas en los nudos de redes cristalinas. Los agregados
atómicos moleculares pueden ser polares o no polares. En el primer
caso, las moléculas forman pequeños dipolos y es la atracción que se
manifiesta entre éstos lo que causa la unión intermolecular. En las
moléculas no polares, la unión es debida únicamente a las fuerzas de
Vander Waals, que, por ser más débiles, corresponden a compuestos de
bajo punto de fusión.
· Gases ideales
Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas
puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El
concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley
de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede
ser analizada mediante la mecánica estadística.
En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y
temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma
cualitativa como un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno,
oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como
el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de
una tolerancia razonable. Generalmente, el apartamiento de las
condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a
menor densidad (o sea a menor presión), ya que el trabajo realizado por
las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con
energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es
menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.
El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a
presiones elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el tamaño
intermolecular es importante. También por lo general, el modelo de gas
ideal no es apropiado para la mayoría de los gases pesados, tales como
vapor de agua o muchos fluidos refrigerantes. A ciertas temperaturas
bajas y a alta presión, los gases reales sufren una transición de fase,
tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de un gas ideal, sin
embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos
fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más
complejas.
El modelo de gas ideal ha sido investigado tanto en el ámbito de la
dinámica newtoniana (como por ejemplo en "teoría cinética") y en
mecánica cuántica (como "partícula en una caja"). El modelo de gas
ideal también ha sido utilizado para modelar el comportamiento de
electrones dentro de un metal (en el Modelo de Drude y en el modelo de
electrón libre), y es uno de los modelos más importantes utilizados en la
mecánica estadística.
Tipos de gases ideales
Existen tres clases básicas de gas ideal:
· El clásico o gas ideal de Maxwell-Boltzmann
· El gas ideal cuántico de Bose, compuesto de bosones
· El gas ideal cuántico de Fermi, compuesto de fermiones
5. Gas real
Un gas real, en oposición a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe
propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los
gases ideales. Para entender el comportamiento de los gases reales, lo
siguiente debe ser tomado en cuenta:
· efectos de compresibilidad
· capacidad calorífica específica variable
· fuerzas de Van der Waals
· efectos termodinámicos del no-equilibrio
· cuestiones con disociación molecular y reacciones elementales con
composición variable.
Para la mayoría de aplicaciones, un análisis tan detallado es innecesario, y la
aproximación de gas ideal puede ser utilizada con razonable precisión. Por otra
parte, los modelos de gas real tienen que ser utilizados cerca del punto de
condensación de los gases, cerca de puntos críticos, a muy altas presiones, y
en otros casos menos usuales.
Un gas puede ser considerado como real, a elevadas presiones y bajas
temperaturas, es decir, con valores de densidad bastante grandes. Bajo la
teoría cinética de los gases, el comportamiento de un gas ideal se debe
básicamente a dos hipótesis:
La representación gráfica del comportamiento de un sistema gas-líquido, de la
misma sustancia, se conoce como diagrama de Andrews. En dicha gráfica se
representa el plano de la presión frente al volumen, conocido como plano de
Clapeyron.
Se considera a un gas encerrado en un cilindro con un embolo móvil. Si el gas
se considera ideal, se mantiene la temperatura constante, obteniendo en el
plano de Clapeyron líneas isotermas, es decir, líneas hiperbólicas que siguen la
ecuación: p.V= cte.
Si en cambio, consideramos a un gas como real, veremos que solamente con la
temperatura bastante alta y la presión bastante baja, las isotermas acercan a
las hipérbolas, siguiendo la ecuación de estado de los gases perfectos.
6. Volumen y temperatura
La ley de Charles es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la
temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión
constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.
En esta ley, Jacques Charles dice que, para una cierta cantidad de gas a una
presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al
disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye. 1
a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido
anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702.
Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como
magnitudes directamente proporcionales en la llamada segunda ley de Gay-
Lussac.
donde:
V es el volumen.
T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin).
k2 es la constante de proporcionalidad

grupo 2

A pesar de sus numerosas investigaciones dentro del campo científico (tales como sus trabajos en el campo de la termodinámica química), Lewis se hizo especialmente famoso por su teoría sobre los enlaces químicos y por su definición de ácido y base.

En 1923, Lewis escribió el siguiente postulado:

«Una sustancia ácida es una que puede emplear un par solitario de electrones de otra molécula para completar el grupo estable de uno de sus propios átomos».


La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal 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.  Según esta teoría, una base sería una especie que puede donar electrones, y un ácido es la que acepta electrones. Para ello, el ácido debe tener su octeto de electrones incompleto, y la base debe tener algún par de electrones solitarios. 

1.2- Aporte:

En 1916 Lewis promulgó una teoría sobre determinados enlaces químicos denominados "enlaces covalentes", que se generan entre elementos no metálicos que presentan cuatro o más electrones de valencia, sin llegar a ocho.

1.3- Fundamentación de la teoría:

Esta teoría se basaba en el ordenamiento de los electrones en torno al núcleo. Para el hidrógeno, que como máximo puede tener dos electrones rodeando al núcleo, el enlace entre dos átomos resultaba de la compartición de un par de electrones que son aportados por los dos átomos.

Según Lewis, las teorías del enlace covalente para el átomo de hidrógeno eran válidas y generalizables para el resto de los átomos. Los átomos multielectrónicos pueden compartir electrones de valencia para formar enlaces covalentes y completar su octeto electrónico. El enlace covalente puede ser sencillo, si los átomos sólo comparten un par, doble si comparten dos pares de electrones, y triple si son tres pares los compartidos. También entre átomos diferentes se pueden formar estos enlaces, respetando siempre la regla del octeto. Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada causa usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Según esta teoría, ácido es cualquier molécula, radical o ión en el cual la agrupación electrónica normal (en general ocho electrones en el nivel más externo) alrededor de uno de sus átomos está incompleta. El átomo puede aceptar así un par o varios pares electrónicos. Consecuentemente, una base es una sustancia que puede ceder un par de electrones a otro átomo para completar la agrupación electrónica normal de este último. Así cualquier equilibrio que satisfaga las condiciones anteriores puede considerarse como un equilibrio ácido-base. La teoría se basaba en la suposición de que la esencia de las interacciones químicas radica en la formación de octetos electrónicos alrededor de los átomos. Sin embargo, esta teoría no es universal, ya que se conoce un gran número de casos donde la formación de un compuesto no está relacionada con la formación de un octeto estable.

2.- Regla del Octeto:


Es un postulado que se emplea en el contexto de la química. Se trata de la tendencia que evidencian los átomos de completar su nivel energético con ocho electrones para alcanzar estabilidad.

El científico estadounidense Gilbert Newton Lewis fue quien en 1917, postuló la regla de octeto. Lewis advirtió que al combinarse entre sí, los átomos intentan lograr la configuración estructural que tiene el gas noble ubicado más cerca en la tabla periódica de elementos.

La regla de octeto en definitiva indica que dos átomos iguales al enlazarse desarrollan una organización específica para que al constituirse el enlace por la compartición de los pares de electrones, cada átomo adquiera la estructura de un gas noble. Así ambos átomos se encontrarán rodeados de 8 electores en su última capa energética.




3.  Fuerza Intermolecular:

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.
Sin embargo, existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.
Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante.
Un enlace químico, son las fuerzas que mantienen a los átomos unidos formando las moléculas o iones. Existen dos tipos de enlaces químicos, los enlaces covalentes (en donde los átomos comparten electrones) y las interacciones débiles no covalentes (interacciones débiles entre iones, moléculas y partes de moléculas).
Las interacciones débiles no covalentes se les llama "débiles" porque representan la energía que mantienen unidas a las especies moleculares y que son considerablemente más débiles que los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes fundamentales son:
El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como enlace por puente de hidrógeno)
Las fuerzas de Van Der Waals, que podemos clasificar a su vez en:
Ión - dipolo
dipolo - dipolo.
dipolo - dipolo inducido.
Fuerzas de dispersión de London conocidas como dipolo instantáneo-dipolo inducido.

4.  Dipolo – Dipolo: Enlace de Hidrógeno:

La fuerza por puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno es la fuerza eminentemente electrostática atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza carga-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno. Tampoco debería confundirse con el enlace llamado puente de hidrógeno, característico de estructuras como los boranos, que constan de un enlace de tres centros con dos electrones). La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es significativamente menor a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas (intermolecularidad), o entre diferentes partes de una misma molécula (intramolecularidad).[2]​ El enlace de hidrógeno es una fuerza electrostática dipolo-dipolo fija muy fuerte cuando están muchas moléculas unidas, ya que da gran estabilidad, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. La fuerza del enlace de hidrógeno se ubica en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una fuerza de Van der Waals (fuerza de dispersión). Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.
El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100 °C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.

5.- Fuerzas de Van Der Waals:


Las fuerzas de Van Der Waals incluyen atracciones entre átomos, moléculas, y superficies. Difieren del enlace covalente y del enlace iónico en que están causados por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas (una consecuencia de la dinámica cuántica). Las fuerzas intermoleculares tienen cuatro contribuciones importantes. En general, un potencial intermolecular tiene un componente repulsivo (que evita el colapso de las moléculas debido a que al acercarse las entidades unas a otras las repulsiones dominan). También tiene un componente atractivo que, a su vez, consiste de tres contribuciones distintas:

1.         Las interacciones electrostáticas entre las cargas (en el caso de iones moleculares), dipolos (en el caso de moléculas sin centro de inversión), cuadrupolos (todas las moléculas con simetría menor a la cúbica), y en general entre multipolos permanentes) La interacción electrostática también es denominada interacción de Keesom o fuerza de Keesom, en honor a Willem Hendrik Keesom.

2.         La segunda fuente de atracción es la inducción (también denominada polarización), que es la interacción entre un multipolo permanente en una molécula, con un multipolo inducido en otra. Esta interacción se mide algunas veces en debyes, en honor a Peter J.W. Debye.
3.         La tercera atracción suele ser denominada en honor a Fritz London que la denominaba dispersión. Es la única atracción experimentada por átomos no polares, pero opera entre cualquier par de moléculas, sin importar su simetría.
Todas las fuerzas intermoleculares de Van Der Waals presentan anisotropía (excepto aquellas entre átomos de dos gases nobles), lo que significa que dependen de la orientación relativa de las moléculas. Las interacciones de inducción y dispersión son siempre atractivas, sin importar su orientación, pero el signo de la interacción cambia con la rotación de las moléculas. Esto es, la fuerza electrostática puede ser atractiva o repulsiva, dependiendo de la orientación mutua de las moléculas. Cuando las moléculas tienen movimiento térmico, como cuando están en fase gaseosa o líquida, la fuerza electrostática se reduce significativamente, debido a que las moléculas rotan térmicamente y experimentan las partes repulsiva y atractiva de la fuerza electrostática. Algunas veces, este efecto se expresa indicando que el "movimiento térmico aleatorio cerca a la temperatura ambiente puede imponerse o distorsionarla" (refiriéndose al componente electrostático de la fuerza de Van Der Waals). Claramente, el efecto térmico promedio es mucho menos pronunciado para las fuerzas atractivas de inducción y dispersión.

6.- Propiedades de los Compuestos según enlace:

Es la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo. Enlace metálico: enlace químico que ocurre entre los átomos de metales entre sí, (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se agrupan alrededor de éstos como una nube). La llave para la comprensión del comportamiento de los conceptos involucrados en sus enlaces químicos, que pueden ser clasificados en:
Iónicos covalentes o  metálicos.
6.1.- Los enlaces iónicos:
Ocurren generalmente entre un elemento muy electronegativo, como un no metal con otro  elemento poco electronegativo, como un metal.
•cabe destacar que las principales propiedades de los compuestos iónicos son:
Altos puntos de fusión y  ebullición, conducen corriente  eléctrica cuando son disueltos en agua o fundidos, presentan aspectos cristalinos un ejemplo de compuestos iónicos, está ciertamente en nuestras cocinas. Se trata de cloruro de sodio, popularmente conocido como la sal. Esta sal está compuesta por 2 elementos, un metal el cual es el sodio y 1 no metal  el cual está compuesta por el cloro.
Ambos elementos por medio de enlaces iónicos, adquieren una estabilidad energética, la cual es explicada por la regla del octeto; La cual dice que los átomos con excepción del hidrógeno, adquieren estabilidad al poseer ocho electrones en su última capa.



grupo 1


 Energia de ionización La energía de ionización (EI) es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el electrón más externo, que está más débilmente retenido, y convertirlo en un catión monopositivo gaseoso. Se puede expresar así: A(g) + EI → A+(g) + eLa energía de ionización es igual en valor absoluto a la energía con que el núcleo atómico mantiene unido al electrón: es la energía necesaria para ionizar al átomo. Al ser la energía de ionización una medida cuantitativa de la energía de unión del electrón al átomo, la variación de esta magnitud ayuda a comprender las diferencias cualitativas entre estructura electrónicas. La magnitud de la energía de ionización depende de tres factores fundamentales: estructura electrónica de la última capa, radio atómico y carga nuclear. El factor determinante es la configuración electrónica de la última capa, puesto que cuanto mas estable sea, es decir cuanto más se parezca a la de estructura completa, estructura de gas noble, mayor energía será necesaria para arrancar un electrón. 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. Ionización por electrones También conocida por ionización por impacto electrónico (IE), es la más común en los equipamientos de espectrometría de masas. La energía con la que el electrón es acelerado puede, según la muestra, provocar a formación de iones negativos, positivos o la fragmentación con producción de especies neutras e iónicas. Este método es largamente utilizado pues su implementación básica es relativamente fácil, desde que la cualidad del haz y la distribución de energías de los electrones no sean tenidas en cuenta. Ionización por Radiación Láser Radiación láser es proporcionada a átomos o moléculas y según el tipo de interacción puede determinar la remoción de electrones produciendo iones positivos. La absorción de la energía proveniente del láser por los enlaces atómicos puede fragmentar la molécula produciendo especies iónicas y moleculares. Ionización Química Un modo alternativo de ionización es la ionización química (IQ). Algunos equipamientos, que contienen un cromatógrafo acoplado, permiten a través de un cambio automático la obtención del espectro por impacto electrónico (IE) y la ionización química (IQ). El método de la IQ implica la mezcla de la muestra (aproximadamente 10-4Torr ) con un gas reactivo en alta presión ( 1 Torr) en la fuente de formación de los iones La Electronegatividad Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Tambien puede decirse que, la electronegatividad, es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. 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 adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Escala que varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor. Tipos de enlaces  En el modelo iónico de enlace el átomo que cede un electrón o más se convierte en catión y el que lo recibe, en anión. La unión persiste por que los iones se atraen.  En el modelo covalente de enlace los electrones de valencia son compartidos por los dos átomos que se enlazan. El enlace persiste por que los electrones se sitúan entre ambos núcleos y esto evita la repulsión entre ellos.  En el modelo metálico los electrones se mueven libremente entre iones (+). Precisamente esta propiedad ocasiona que los metales conduzcan la corriente eléctrica. Enlace Ionico Los enlaces iónicos son los que se dan cuando se combinan un elemento metálico y uno no metálico. El elemento no metálico le falta un electrón para completar su órbita, por lo que se convierte en receptor, con carga negativa y se le llama anión. Los elementos metálicos tienen un electrón en su última orbita, que es con el que se acoplan a otros átomos. Este electrón externo le da al átomo metálico una carga positiva, y le se llama catión. En este caso los átomos se atraen por fuerzas electrostáticas por las que el anión (el elemento no metálico) atrae al catión (elemento metálico). Es decir, que un átomo cede y otro absorbe un electrón. Estos compuestos son sólidos químicamente estables. Cuando se disuelven en líquido, se rompe el enlace, y permanecen en el líquido con sus cargas eléctricas. Esto permite que la solución sea conductora de la electricidad. A esta solución se le llama electrolito. Enlace covalente Los enlaces covalentes son los enlaces con los que se unen dos átomos, y ambos comparten o intercambian electrones. Estas uniones son más estables. Hay varios tipos de enlaces covalentes. Enlace covalente polar Estos enlaces son los que existen cuando dos elementos no metálicos diferentes se unen mediante el enlace covalente, en el cual, por ser diferentes las moléculas, pues cada una de ellas tiene una carga positiva o negativa (como en los enlaces iónicos), pero que en este caso se une con enlaces covalentes. Estos enlaces covalentes son asimétricos, es decir, un átomo puede tener dos electrones para ceder (como el oxígeno) y dos espacios para absorber electrones, mientras que el hidrógeno tiene un electrón para ceder y un espacio para completar. Por las características de cada elemento, el oxígeno requiere dos electrones para completar su órbita, mientras que el hidrógeno solo requiere uno. Por ello se combinan en proporción de una molécula de oxígeno por dos de hidrógeno. Enlace covalente no polar Es el enlace con el que se unen dos átomos de un mismo elemento no metálico, para formar una molécula. Como ambos átomos tienen la misma carga, no hay uno que predomine en la atracción, sino que ambos están equilibrados en su carga energética y sus enlaces son simétricos, es decir, que ambos átomos comparten y reciben el mismo número de electrones. Características generales El término “no polar” caracteriza a las moléculas o a los enlaces que no exhiben polaridad alguna. Cuando una molécula es no polar puede significar dos cosas: -Sus átomos no están unidos mediante enlaces polares. -Sí posee enlaces de tipo polar, pero estos se han orientado de una manera tan simétrica que cada uno cancela el momento dipolar del otro. Polaridad y simetría Sin embargo, este pequeño dipolo no se forma en los compuestos unidos mediante enlaces covalentes no polares, debido a que la diferencia entre sus electronegatividades es prácticamente cero o completamente nula. En el caso de moléculas o enlaces constituidos por dos átomos iguales, es decir, cuando sus electronegatividades son idénticas, la diferencia entre estas es cero. En este sentido, los enlaces son clasificados como covalentes no polares cuando la diferencia de electronegatividades entre los dos átomos que conforman la unión es menor a 0,5.Es el enlace con el que se unen dos átomos de un mismo elemento no metálico, para formar una molécula. Como ambos átomos tienen la misma carga, no hay uno que predomine en la atracción, sino que ambos están equilibrados en su carga energética y sus enlaces son simétricos, es decir, que ambos átomos comparten y reciben el mismo número de electrones. En este sentido, los enlaces son clasificados como covalentes no polares cuando la diferencia de electronegatividades entre los dos átomos que conforman la unión es menor a 0,5. Enlaces metálicos Los enlaces metálicos son los enlaces electrónicos con los que se mantienen unidos los metales, los cuales toman una forma cristalina en la que los electrones forman una nube que mantiene unido el conjunto. Esta disposición es la que permite que cuando se hace circular una corriente eléctrica (flujo de electrones) o el calor, éstos se desplacen los electrones de los átomos circundantes, transmitiendo el flujo eléctrico o calórico. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie, en este enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también conocida como mar de electrones). Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Enlace Covalente Coordinado Este enlace es representado por un pequeño vector y ocurre cuando uno de los átomos presenta su octeto completo y el otro necesita adquirir dos electrones para completarlo. Este enlace obedece a la Teoría del Octeto: Los átomos se unen intentando adquirir ocho electrones en la capa de valencia o sea, la configuración electrónica de los gases nobles. Siendo así, un átomo que ya alcanzó la estabilidad electrónica se une a otro que necesita electrones para completar su capa de valencia. Un ejemplo de este enlace es cuando un átomo de azufre (S) se liga a dos de oxígeno (O) para formar dióxido de azufre (SO2).









































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