Estructura de Lewis
La Estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (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.La Estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (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.
ESTRUCTURAS DE LEWIS.
G. N. Lewis propuso que la capacidad de reacción de los elementos dependía fuertemente de la configuración electrónica representada por:
nsX npy
del último nivel de energía ocupado en sus átomos, y creó una representación atómica que permite ver fácilmente sus propiedades.
LAS REGLAS.
1.- El símbolo del átomo representa al núcleo, a todos los electrones internos y a los (n-1)d y (n-2)f, cuando los hay.
2.- Los electrones ns y np se representan por medio de puntos, círculos, cruces o cualquier otro símbolo que se coloca en el derredor del símbolo atómico; los electrones de un mismo átomo deberán tener el mismo símbolo. Es recomendable que los electrones de átomos diferentes tengan símbolos diferentes.
3.- Los símbolos de los electrones se colocan en cuatro posiciones diferentes: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha del símbolo atómico. Cuando se tengan hasta cuatro electrones representables, sus símbolos deberán ocupar posiciones diferentes; si hay más de cuatro, se representan por pares.
Todos los elementos del Grupo IA, por ejemplo están representados por:
A
donde:
A = representa el símbolo atómico.
= representa el símbolo electrónico.
Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente una herramienta que permite proponer la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y no siempre se cumplen las reglas inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, que es un gas subproducto de la combustión de la gasolina en los automóviles y uno de los contaminantes más importantes de la atmósfera, tiene 11 electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se acomoden por parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no puede satisfacerla.
Existen compuestos estables que tienen como átomo central a uno con menos de ocho electrones. Tal es el caso de algunos compuestos de boro, como el trifloruro de boro. El boro tiene tres electrones de valencia, que al compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a su alrededor.
viernes, 6 de noviembre de 2009
LA ESTRUCTURA DE LEWIS
La Estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (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.
REPRESENTACION DE LOS ATOMOS
A los diferentes átomos se les pone un punto (o una cruz) alrededor de su símbolo por cada electrón de la capa de valencia. Como la cantidad máxima de electrones posible son ocho, se colocan por parejas: una en la parte superior, otra en la inferior, un par a la izquierda y otro a la derecha. Primero se debe poner uno en cada posición, y después se completan las parejas (ver imagen), exceptuando el helio; sus dos electrones aparecen juntos.
MOLECULAS
Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el resto de átomos de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un elemento y uno sólo de otro elemento diferente, éste último es el átomo central. En los compuestos creados por átomos diferentes de diferentes elementos, el menos electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrógeno. Por ejemplo, en el dicloruro de tionilo ( SOCl2), el átomo central es el azufre. Generalmente, en estas moléculas sencillas primero hay que unir cada átomo no central con el central mediante un enlacELECTRONES
Cuando la estructura de Lewis es molecular hay que utilizar formulas adecuadas. El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo. Los electrones que no se encuentran en la capa de valencia de un determinado átomo no se representan.
Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en la estructura. Ellos deben ser ubicados inicialmente como pares solitarios: un par de puntos por cada par de electrones disponible. Los pares solitarios se deben poner inicialmente en los átomos externos (con excepción del hidrógeno) hasta que cada átomo externo tiene ocho electrones en pares de vinculación y pares solitarios; los pares solitarios extra deben ser ubicados en el átomo central. Cuando hay dudas, los pares solitarios deben ser ubicados en los átomos más electronegativos primero.
Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. En ese caso, los átomos deben formar un enlace doble; un par solitario de electrones es movido para formar un segundo enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.
LA REGLA DEL OCTETO
Según la regla del octeto los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
HIBRIDACION DE LA RESONANCIA
En las estructuras de resonancia de Lewis, la estructura se escribe tal que parece que la molécula puede cambiar entre las formas múltiples. Sin embargo, la molécula en sí existe como un hibridación de iguales formas.e simple.
En el caso del ion de nitrato, existen dos enlaces simples y un enlace doble en cada forma de resonancia. Cuando se examina el ion de nitrato, sin embargo, cada enlace aparece como si tuviera un orden de enlace de 1.333 - es decir, cada uno tiene características como si fuera compuesta de enlaces de un y una mitad. La longitud y la energía del enlace de cada uno está en algún lugar entre un enlace simple y un enlace doble.
La estructura de resonancia no debe ser interpretada para indicar las formas para cambiar de la molécula, sino que la molécula actúa con el promedio de las formas múltiples.
En términos de las estructuras de Lewis, la carga formal es utilizada en la descripción, la comparación y el gravamen de las probables estructuras topológicas y de las estructuras de resonancia determinando la carga electrónica evidente de cada átomo dentro, basado sobre su covalencia exclusiva asumida de la estructura del punto del electrón o el enlace covalente no polar Esto tiene usos determinando la posible re-configuración de los electrones cuando se refiere a los mecanismos de reacción, y generalmente resulta el mismo signo que la carga parcial del átomo, con excepciones. En general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:
Cf = Nv - Ue - Bn , donde:
Cf es la carga formal.
Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre del elemento.
Ue representa el número de electrones no compartidos del átomo.
Bn representa el número total de enlaces que el átomo tiene con otro átomo.La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes son divididos equitativamente entre los átomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formales en un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.
Método general para obtener estructuras de Lewis
· · · Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química.
· · · Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.
· · · Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.
· · · Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.
· · · Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto (ve la sección “¡Error! No se encuentra el origen de la referencia.”).
Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en total.
Tabla. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.
Molécula
Tipo y número de átomos
Electrones de valencia de cada átomo
Número total de electrones de valencia
Estructura del esqueleto
arreglo de los puntos
CHCl3
C=1
H=1
Cl=3
C=4
H=1
Cl=7
C=1x4=4
H=1x1=1
Cl=3x7=21
TOTAL=26
La Estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (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.
REPRESENTACION DE LOS ATOMOS
A los diferentes átomos se les pone un punto (o una cruz) alrededor de su símbolo por cada electrón de la capa de valencia. Como la cantidad máxima de electrones posible son ocho, se colocan por parejas: una en la parte superior, otra en la inferior, un par a la izquierda y otro a la derecha. Primero se debe poner uno en cada posición, y después se completan las parejas (ver imagen), exceptuando el helio; sus dos electrones aparecen juntos.
MOLECULAS
Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el resto de átomos de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un elemento y uno sólo de otro elemento diferente, éste último es el átomo central. En los compuestos creados por átomos diferentes de diferentes elementos, el menos electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrógeno. Por ejemplo, en el dicloruro de tionilo ( SOCl2), el átomo central es el azufre. Generalmente, en estas moléculas sencillas primero hay que unir cada átomo no central con el central mediante un enlacELECTRONES
Cuando la estructura de Lewis es molecular hay que utilizar formulas adecuadas. El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo. Los electrones que no se encuentran en la capa de valencia de un determinado átomo no se representan.
Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en la estructura. Ellos deben ser ubicados inicialmente como pares solitarios: un par de puntos por cada par de electrones disponible. Los pares solitarios se deben poner inicialmente en los átomos externos (con excepción del hidrógeno) hasta que cada átomo externo tiene ocho electrones en pares de vinculación y pares solitarios; los pares solitarios extra deben ser ubicados en el átomo central. Cuando hay dudas, los pares solitarios deben ser ubicados en los átomos más electronegativos primero.
Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. En ese caso, los átomos deben formar un enlace doble; un par solitario de electrones es movido para formar un segundo enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.
LA REGLA DEL OCTETO
Según la regla del octeto los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
HIBRIDACION DE LA RESONANCIA
En las estructuras de resonancia de Lewis, la estructura se escribe tal que parece que la molécula puede cambiar entre las formas múltiples. Sin embargo, la molécula en sí existe como un hibridación de iguales formas.e simple.
En el caso del ion de nitrato, existen dos enlaces simples y un enlace doble en cada forma de resonancia. Cuando se examina el ion de nitrato, sin embargo, cada enlace aparece como si tuviera un orden de enlace de 1.333 - es decir, cada uno tiene características como si fuera compuesta de enlaces de un y una mitad. La longitud y la energía del enlace de cada uno está en algún lugar entre un enlace simple y un enlace doble.
La estructura de resonancia no debe ser interpretada para indicar las formas para cambiar de la molécula, sino que la molécula actúa con el promedio de las formas múltiples.
En términos de las estructuras de Lewis, la carga formal es utilizada en la descripción, la comparación y el gravamen de las probables estructuras topológicas y de las estructuras de resonancia determinando la carga electrónica evidente de cada átomo dentro, basado sobre su covalencia exclusiva asumida de la estructura del punto del electrón o el enlace covalente no polar Esto tiene usos determinando la posible re-configuración de los electrones cuando se refiere a los mecanismos de reacción, y generalmente resulta el mismo signo que la carga parcial del átomo, con excepciones. En general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:
Cf = Nv - Ue - Bn , donde:
Cf es la carga formal.
Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre del elemento.
Ue representa el número de electrones no compartidos del átomo.
Bn representa el número total de enlaces que el átomo tiene con otro átomo.La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes son divididos equitativamente entre los átomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formales en un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.
Método general para obtener estructuras de Lewis
· · · Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química.
· · · Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.
· · · Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.
· · · Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.
· · · Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto (ve la sección “¡Error! No se encuentra el origen de la referencia.”).
Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en total.
Tabla. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.
Molécula
Tipo y número de átomos
Electrones de valencia de cada átomo
Número total de electrones de valencia
Estructura del esqueleto
arreglo de los puntos
CHCl3
C=1
H=1
Cl=3
C=4
H=1
Cl=7
C=1x4=4
H=1x1=1
Cl=3x7=21
TOTAL=26
jueves, 5 de noviembre de 2009
OTRAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
a) Puntos de fusion y ebullicion elevados
b) Solidos duros y quebradizos
c) Baja conductividad electrica y termica al estado solido
PROPIEDADES DE LOS ENLACES.
Propiedades de las sustancias iónicas:
•Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
•Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
•Son solubles en disolventes polares como el agua.
•Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
a) Puntos de fusion y ebullicion elevados
b) Solidos duros y quebradizos
c) Baja conductividad electrica y termica al estado solido
PROPIEDADES DE LOS ENLACES.
Propiedades de las sustancias iónicas:
•Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
•Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
•Son solubles en disolventes polares como el agua.
•Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:
1._Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
2._Este enlace se produce una transferencia de electrones de un metal a un no metal formando iones
3._Altos puntos de fusión y ebullición.
4._Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
5._Son solubles en solventes polares y aun así su solubilidad es muy baja.
6._Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
7._En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá . Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.
1._Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
2._Este enlace se produce una transferencia de electrones de un metal a un no metal formando iones
3._Altos puntos de fusión y ebullición.
4._Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
5._Son solubles en solventes polares y aun así su solubilidad es muy baja.
6._Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
7._En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá . Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.
jueves, 29 de octubre de 2009
Formacion De Iones
Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) Na+ (18.1) Si un átomo de) en el catión Na+: Na - 1 e- se convierte ( O= (18.2)oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=: O + 2 e- Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que no compensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 + producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3 : H+ + NH3 NH4 + o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:
H+ + H2 O ® H3 O+
Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muy diferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na, reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a las diferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentar diferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias. Hay dos tipos principales de enlaces: iónico se produce cuando los electrones se transfieren de un metal a un no metal o a un ion poliatómico y covalente se produce cuando se comparten electrones entre dos núcleos .
Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro se conocen como iones.
Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.
Al eliminar un electrón de un átomo de sodio y formar un ion sodio se confiere al átomo de sodio una gran estabilidad al adquirir la configuración electrónica del gas noble neón, que tiene ocho electrones en su capa externa. Si se le agregar un electrón a un átomo de cloro para producir un ion cloruro, éste átomo adquiere la configuración electrónica externa del gas noble argón, que tiene ocho electrones en su capa externa y que es bastante estable.
El enlace iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Se origina así un ion positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a una atracción electrostática. Debido a la naturaleza de este tipo de enlace, los iones formados no constituyen una molécula de uno o más iones negativos o positivos. En cambio cada ion positivo está rodeado por iones negativos y viceversa. Por tanto la fórmula para un compuesto iónico, como la del cloruro de sodio (NaCl), no indica que un ion de sodio se combina con un ion de cloruro, pero sí que la relación entre el ion sodio y el ion cloruro es de un Na+ por un Cl-. Por tanto, cuando se habla de compuestos iónicos, normalmente se utiliza el término unidad fórmula y la masa relativa de ésta debe expresarse como peso-fórmula. Sin embargo, el término peso molecular se usa a menudo para cualquier tipo de compuesto.
PROPIEDADES PERIODICAS
Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica.
Principales propiedades periodicas Hay un gran número de propiedades periodicas. Entre las más importantes destacaríamos: - Estructura electronica: distribucion de los electrones en los orbitales del atomo - Potencial de ionizacion: energía necesaria para arrancarle un electron. - Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones. - Afinidad electronica: energia liberada al captar un electron. - Carácter metalico: define su comportamiento metalico o no metalico. - Valencia ionica: numero de electrones que necesita ganar o perder para el octete. Otras propiedades periodicas Podemos enumerar - Volumen atomico - Radio ionico - Radio atomico - Densidad - Calor específico - Calor de vaporizacion - Punto de ebullicion - Punto de fusion - Valencia covalente - Carácter oxidante o reductor
Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) Na+ (18.1) Si un átomo de) en el catión Na+: Na - 1 e- se convierte ( O= (18.2)oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=: O + 2 e- Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que no compensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 + producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3 : H+ + NH3 NH4 + o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:
H+ + H2 O ® H3 O+
Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muy diferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na, reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a las diferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentar diferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias. Hay dos tipos principales de enlaces: iónico se produce cuando los electrones se transfieren de un metal a un no metal o a un ion poliatómico y covalente se produce cuando se comparten electrones entre dos núcleos .
Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro se conocen como iones.
Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.
Al eliminar un electrón de un átomo de sodio y formar un ion sodio se confiere al átomo de sodio una gran estabilidad al adquirir la configuración electrónica del gas noble neón, que tiene ocho electrones en su capa externa. Si se le agregar un electrón a un átomo de cloro para producir un ion cloruro, éste átomo adquiere la configuración electrónica externa del gas noble argón, que tiene ocho electrones en su capa externa y que es bastante estable.
El enlace iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Se origina así un ion positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a una atracción electrostática. Debido a la naturaleza de este tipo de enlace, los iones formados no constituyen una molécula de uno o más iones negativos o positivos. En cambio cada ion positivo está rodeado por iones negativos y viceversa. Por tanto la fórmula para un compuesto iónico, como la del cloruro de sodio (NaCl), no indica que un ion de sodio se combina con un ion de cloruro, pero sí que la relación entre el ion sodio y el ion cloruro es de un Na+ por un Cl-. Por tanto, cuando se habla de compuestos iónicos, normalmente se utiliza el término unidad fórmula y la masa relativa de ésta debe expresarse como peso-fórmula. Sin embargo, el término peso molecular se usa a menudo para cualquier tipo de compuesto.
PROPIEDADES PERIODICAS
Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica.
Principales propiedades periodicas Hay un gran número de propiedades periodicas. Entre las más importantes destacaríamos: - Estructura electronica: distribucion de los electrones en los orbitales del atomo - Potencial de ionizacion: energía necesaria para arrancarle un electron. - Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones. - Afinidad electronica: energia liberada al captar un electron. - Carácter metalico: define su comportamiento metalico o no metalico. - Valencia ionica: numero de electrones que necesita ganar o perder para el octete. Otras propiedades periodicas Podemos enumerar - Volumen atomico - Radio ionico - Radio atomico - Densidad - Calor específico - Calor de vaporizacion - Punto de ebullicion - Punto de fusion - Valencia covalente - Carácter oxidante o reductor
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