Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

Grado 11 ↓


Enlace Químico y Estructura Molecular


Introducción

El estudio del enlace químico y la estructura molecular es esencial para comprender cómo los elementos se combinan y reaccionan para formar compuestos. El enlace químico se refiere a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en una molécula o compuesto. Los enlaces químicos se forman como resultado de la compartición o intercambio de electrones entre átomos. Este capítulo explorará los diferentes tipos de enlaces químicos, estructuras moleculares y cómo se aplican estos conceptos a diferentes compuestos.

Tipos de enlaces químicos

Principalmente hay tres tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. Cada tipo de enlace involucra interacciones entre electrones, y determina las propiedades y estructura de las sustancias.

Enlace iónico

El enlace iónico ocurre cuando hay una transferencia completa de electrones de un átomo a otro, resultando en la formación de iones. Esto generalmente ocurre entre metales y no metales. El átomo metálico pierde electrones y se convierte en un ion cargado positivamente, mientras que el átomo no metálico gana electrones y se convierte en un ion cargado negativamente. La atracción electrostática entre iones con cargas opuestas forma enlaces iónicos.

Na (sodio) + Cl (cloro) → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl (cloruro de sodio)

En este ejemplo, el sodio dona un electrón al cloro, formando un ion de sodio y un ion de cloruro, que luego se enlazan para formar el cloruro de sodio, un ejemplo clásico de un compuesto iónico.

Na⁺ Cl⁻

Enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se forman cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Esta compartición permite que cada átomo alcance la configuración electrónica de un gas noble. Los enlaces covalentes usualmente ocurren entre átomos no metálicos.

H (hidrógeno) + H (hidrógeno) → H₂ (molécula de hidrógeno)

Aquí, dos átomos de hidrógeno comparten sus electrones para formar una molécula de hidrógeno estable.

H H

Un ejemplo de un compuesto covalente es el agua (H₂O), donde cada átomo de hidrógeno comparte electrones con un átomo de oxígeno.

H₂ + O → H₂O

Enlace metálico

Los enlaces metálicos se forman por la atracción entre iones metálicos y un 'mar' de electrones deslocalizados. Este tipo de enlace ocurre en los metales, donde los electrones son libres de moverse libremente en la estructura, dando a los metales propiedades como la conductividad eléctrica y la maleabilidad.

M (metal) + n electrones → Mⁿ⁺ (ion metálico) + mar de electrones

Estructura molecular

La estructura molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. La forma de una molécula está determinada por el número de enlaces y pares de electrones solitarios alrededor del átomo central. Comprender la geometría molecular es importante para predecir el comportamiento y la reactividad de las moléculas.

Teoría VSEPR

La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) se utiliza para predecir la geometría de moléculas individuales basada en la repulsión entre pares de electrones. Según VSEPR, los pares de electrones alrededor de un átomo central se arreglarán para minimizar la repulsión.

AXₙEₘ

Donde A es el átomo central, Xₙ representa el número de átomos enlazados, y Eₘ representa el número de pares solitarios.

Ejemplos de geometría molecular

  • Lineal: Moléculas con dos átomos enlazados y sin pares solitarios, como CO₂. El ángulo de enlace es de 180°.
  • Trigonal planar: Moléculas con tres átomos enlazados y sin pares solitarios, como BF₃. El ángulo de enlace es de 120°.
  • Tetraédrico: Moléculas con cuatro átomos enlazados y sin pares solitarios, como CH₄. El ángulo de enlace es de 109.5°.
  • Pirámide trigonal: Moléculas con tres átomos enlazados y un par solitario, como NH₃. El ángulo de enlace es ligeramente menor que 109.5°.
  • Angular: Moléculas con dos átomos enlazados y dos pares solitarios, como H₂O. El ángulo de enlace es de aproximadamente 104.5°.
Lineal Trigonal planar Tetraédrico

Polaridad de las moléculas

La polaridad de una molécula está determinada por la disposición de sus enlaces y su geometría molecular. Una molécula polar tiene una distribución de carga eléctrica que da lugar a un momento dipolar, mientras que una molécula no polar no tiene momento dipolar neto.

moléculas polares y no polares

Por ejemplo, considere el dióxido de carbono (CO₂), que es una molécula lineal con dos enlaces polares. Sin embargo, debido a la simetría, los momentos dipolares se cancelan, haciendo que CO₂ sea no polar.

O=C=O

Por otro lado, el agua (H₂O), con su forma angular, es una molécula polar porque los momentos dipolares no se cancelan, resultando en un momento dipolar neto.

H / O  H

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción o repulsión que actúan entre partículas vecinas (átomos, moléculas o iones). Son más débiles que las fuerzas intramoleculares que mantienen unidos a los compuestos. Las fuerzas intermoleculares afectan los puntos de fusión y ebullición, la solubilidad y otras propiedades físicas.

Tipos de fuerzas intermoleculares

  • Fuerzas de dispersión de London: Estas son fuerzas débiles presentes en todas las moléculas, que surgen de dipolos temporales en átomos.
  • Interacciones dipolo-dipolo: Ocurren entre moléculas polares, donde el extremo positivo de una molécula se siente atraído por el extremo negativo de otra molécula.
  • Enlace de hidrógeno: Un tipo especial de interacción dipolo-dipolo en la que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo altamente electronegativo como nitrógeno, oxígeno o flúor.

Parámetros de enlace

Varias características de los enlaces en las moléculas, como la longitud del enlace, el ángulo del enlace y la energía del enlace, se conocen como parámetros de enlace.

Longitud de enlace

La longitud del enlace es la distancia promedio entre los núcleos de los dos átomos enlazados. Generalmente, cuanto más pares de electrones se comparten entre átomos, más corta es la longitud del enlace.

Ángulo de enlace

El ángulo de enlace es el ángulo formado entre dos enlaces adyacentes en un átomo. Desempeña un papel importante en la determinación de la forma de las moléculas.

Energía de enlace

La energía de enlace es la cantidad de energía requerida para romper un mol de enlaces en una molécula en fase gaseosa. Es una medida de la fuerza de enlace en un enlace químico.

Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis, o diagramas de puntos de Lewis, son una forma de representar moléculas utilizando símbolos para los átomos, líneas para los enlaces y puntos para los pares solitarios de electrones. Proporcionan información importante sobre la disposición de átomos y electrones en una molécula.

Pasos para dibujar estructuras de Lewis

  1. Determinar el número de electrones de valencia total.
  2. Disponer los átomos para mostrar conexiones específicas.
  3. Distribuir los electrones entre los átomos para satisfacer la regla del octeto (o regla del dúo para el hidrógeno).
  4. Verificar que el número total de electrones coincida con el número inicial de electrones de valencia.

Consideremos la estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO₂):

  1. Electrones de valencia total: 4 del carbono + 6 de cada oxígeno = 16 electrones.
  2. Carbono en el medio, oxígeno a cada lado.
  3. Forma un doble enlace con cada oxígeno para satisfacer la regla del octeto.
O=C=O

Estructuras de resonancia

Las estructuras de resonancia son múltiples estructuras de Lewis para una molécula que muestran el mismo arreglo de átomos pero difieren en las posiciones de los electrones. Las estructuras de resonancia muestran el desplazamiento de electrones dentro de una molécula.

Un ejemplo de esto es el ion nitrato (NO₃⁻), que puede representarse mediante varias estructuras de resonancia debido al movimiento de pares de electrones entre los átomos de oxígeno.

ON=O ↔ O=NO ↔ ONO

Conclusión

El enlace químico y la estructura molecular son conceptos fundamentales en química que definen cómo los átomos se unen para formar moléculas y compuestos. Al entender los diferentes tipos de enlaces químicos, como iónico, covalente y metálico, y cómo la geometría molecular y la polaridad afectan el comportamiento molecular, obtenemos información sobre las propiedades de las sustancias y sus interacciones.

Mientras continúas tu exploración de la química, recuerda que estos conceptos son importantes no solo para comprender las sustancias a nivel microscópico, sino también para explicar innumerables fenómenos macroscópicos en el mundo que nos rodea.


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