Apuntes Teoricos 

1.1 Enlace quimico : Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los 

compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. 

 

 

1.3 Tipos de Enlases Quimicas y sus propiedades :
Hay 3 tipos de enlace:

Enlace iónico

Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen grados de electronegatividad muy diferentes. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.

En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común y corriente) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:

NaCl → Na+Cl- 
De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos.

En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl".

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

Altos puntos de fusión. 
La mayoría son solubles en disolventes polares. 
La mayoría son insolubles en disolventes apolares. 
Una vez fundidos o en solución acuosa suelen conducir la electricidad. 

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Enlace covalente

Enlace covalente hidrógeno y carbono - Metano

Las reacciones entre dos no metales producen enlace covalente. Este tipo de enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.

A diferencia del enlace iónico, en el que se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos.

Si consideramos dos átomos de hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.

Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.

Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que éstos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquél que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad, y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covelentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico .

Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 50%, y para una diferencia de 3, será del 95%.

Así pues, para diferencias de electronegativades mayores de 1,7 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H.

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Enlace Metálico

En química, es el tipo de enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraidos de sus orbitales y tiene la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga las propiedades eléctricas y térmicas de los metales.http://es.answers.yahoo.com



1.4 Estado de Oxidacion :
 En química, el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.

1.5 Ecuacion Quimica: es una descripción simbólica de unareacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas.

diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, elsistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional  

El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC;  consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:

Cu ⁺¹ es cobre (I) y  Cu ⁺²  es cobre ( II)

EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;

a Cu ⁺¹ se le denomina ion cuproso  y  a Cu ⁺²  ion cúprico  ( II)

 

ANIONES (iones negativos)

Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo  esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;

Terminación del ácido	Terminación del anión
hídrico	uro
ico	ato
oso	ito

 http://cespro.com

FUNCIONES QUÍMICAS

2.2 Funcion Oxido : Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O₂⁼ siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O₂  y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .

ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)

Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal

EJEMPLO:

Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las  terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)

EJEMPLO:

Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:

EJEMPLO:

ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos) 

Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos

EJEMPLO:

Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)

EJEMPLO:

 

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula

EJEMPLOS:

 

 

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso  para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico  para el de menor valencia:

EJEMPLO:

Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y percombinados con los sufijos oso e ico.

EJEMPLO:

 

 

 TABLA DE OXIDOS Y BASES