Poema sol,luna y estrellas

Facultad de ciencias de la salud Ing. Ana María Tito

Una estrella serena brillabaen cada sol que amanecía se extendía por la sabana

en la noche que nacía


La luna callada miraba Junto a los claros del díaLa tibieza de la mañana Y el cielo resplandecía


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La electronegatividad

La capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.


Ejercicio: ordenar de menor a mayor los átomos de acuerdo a su electronegatividad: Fe, H, Cl, P, Ca, Cu, S.

La formación de enlaces se puede presentar entre átomos de igual o de diferente electronegatividad.

Se puede establecer una clasificación de enlaces al establecer la diferencia de electronegatividad entre los elementos comprometidos en él. Para lo cual restamos el menor del mayor valor.


• Cuando la unión o el enlace se presenta entre átomos de elementos de igual electronegatividad, la diferencia es cero y se da un enlace COVALENTE PURO

H2 Cl2 F2 N2 O2

• Aquí los electrones comprometidos en el enlace están igualmente compartidos por los dos átomos.

• Estas moléculas son de carácter no polar; no hay formación de dipolos.


• Si la unión se presenta entre átomos de diferentes electronegatividad, el enlace resultante es polar.

• Si al diferencia de electronegatividad es alta (mayor que 1,7), el enlace es de tipo IONICO. Ej: NaCl

• Si la diferencia de electronegatividad es baja, el enlace es COVALENTE POLAR.Los enlaces covalentes y los enlaces iónicos son casos extremos de valores de electronegatividad.


La mayor diferencia de electronegatividad que se puede presentar es 4,0 – 0,7= 3,3 y la mínima es 0 cuando se unen dos átomos de igual electronegatividad.

0 1,73.3

Enlaces covalentes puros Enlaces iónicos

Cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos es mayor que 1,7 el enlace presenta alto carácter iónico

Enlaces covalentes polares


Todo enlace entre átomos de diferentes elementos tiene algún carácter polar. El elemento más electronegativo atrae sobre sí la pareja de electrones compartidos.

Ejercicio: ordene los siguientes enlaces en orden creciente de polaridad en indique que tipo de enlace es: NaCl, H2, AsF, OF, NH


FORMULAS DE LEWIS

• Para representar un enlace químico Lewis estableció que se puede utilizar signos alrededor del símbolo del elemento para representar sus electrones de valencia.

• Los electrones de la capa externa o electrones de valencia alrededor del símbolo de los elementos se denominan símbolos de Lewis.


• Para el caso de los grupos representativos de la tabla periódica, el número de electrones de valencia está dado por el número del grupo.– Ejemplo: el símbolo de Lewis para el Boro es B, se

representa con tres puntos ya que presenta 3 electrones en el último nivel de energía, llamado también nivel de valencia. (Z=5)

– El símbolo B representa al núcleo y a los electrones internos y los tres puntos a los electrones externos


Ejercicios: represente los símbolos electrónicos de Lewis de los elementos: Na, S, P, Cl, Al.

Esta notación tiene dificultades de uso para los elementos de transición , debido a que éstos utilizan para sus enlaces electrones de más de un nivel principal de energía.

También podemos representar fórmulas de moléculas mediante Lewis.

Ejercicios: BaCl2 NaCl HClO H2SO4


Enlace iónico

• Es uno de los enlaces más estables y fuertes, surge cuando los electrones de valencia son trasladados de un lugar a otro, lo cual conduce a partículas cargadas positiva y negativamente llamadas iones.


Aniones y Cationes

• En muchas reacciones químicas el átomo de cloro gana 1 e, y forma un ión cloruro Cl- o un anión con carga -1. Esto en razón de que la carga negativa de la periferia no se neutraliza. La ganancia de e conduce a la formación de aniones.

• El potasio pierde un electrón, con lo cual queda el núcleo con un protón sin neutralizar y se forma un ión con carga positiva o un catión con carga +1. La pérdida de electrones conduce a la formación de un catión.


Enlace covalente

• La regla del octeto no siempre implica transferencia de electrones de un átomo a otro, si no también pueden compartir una o más parejas de electrones.Ejemplo: enlace covalente puro H2, F2

• En el enlace covalente polar dos átomos diferentes forman una molécula con un par de electrones compartidos como es el caso de HCl


Enlace covalente múltiple

• Se da por que los átomos comparten 2 o 3 pares de electrones


Enlace metálico

• Los metales son sólidos cristalinos en los cuales sus fuerzas de atracción se dan entre átomos cargados positivamente y una nube de electrones.


Estado de oxidación

• La carga eléctrica que “parece” tener un átomo en un compuesto determinado.

• Para establecer el estado de oxidación de un elemento se consideran los electrones comprometidos en un enlace.

• La carga positiva de los dos átomos de H que es +2 está neutralizada por la carga de los dos electrones, lo cual da como resultado una carga 0.


Ej: Cl2 , 17 cargas (-) se neutralizan con 16 cargas (+)En moléculas heteroatómicasEj: H2O– El núcleo del O tiene 8 protones– El O es más electronegativo que el H– Los 2 electrones del H son atraídos por el O– El O tiene 10 electrones y 8 protones

-10 e + 8p = -2 (estado de oxidación)– El e.o. del O es -2– Los átomos de H pierden 1e por lo que su estado

de oxidación es +1


PUENTES DE HIDROGENOEl agua: elemento bipolar

• En cada molécula de H2O los dos átomos de de H están unidos por enlaces altamente polares.

• El O atrae con mayor fuerza a los e-, el H los atrae débilmente.

• Los electrones se distribuyen de forma desigual en la molécula.

• La atracción que se genera cuando una región con carga positiva se acerca una región de carga negativa estableciendo un enlace se denomina, puente de hidrógeno.

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