Enlaces atomicos y ciclo de Bohr-Wabe PDF

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Tipos de enlaces atómicos: iónico, covalente (polar y no polar) y metálico.
Se muestran sus propiedades , características y ejemplos....

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Enlace iónico: Este enlace se establece normalmente entre metales y no metales con diferente electronegatividad. Por lo general, el metal cede sus electrones al elemento no metal. Este tipo de enlace se produce por la atracción de iones con cargas opuestas. Al ceder o aceptar los electrones de valencia, los iones cumplen con la regla del octeto y, por lo tanto, son más estables. De manera general, todas las sales son compuestos iónico Características: ● Se establece entre iones con carga positiva (cationes) e iones con carga negativa (aniones). ● Se establece entre átomos con diferencias de electronegatividad grandes. ● Se produce una transferencia de electrones. ● Generalmente se encuentra formando las sales. Propiedades de los compuestos iónicos: ● Tienden a formar redes cristalinas quebradizas: a nivel atómico, un cristal iónico tiene una estructura regular tridimensional, formada por el catión y el anión que se intercalan. ● Son eléctricamente neutros en su estado sólido. ● Tienen puntos de ebullición y fusión altos: las fuerzas de atracción entre los iones es mayor por lo que se requiere más energía para separarlas. ● Son sólidos a temperatura ambiente debido a los altos puntos de fusión. ● Cuando se disuelven en agua son buenos conductores de la electricidad, mientras que en estado sólido son malos conductores.

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Ejemplos: 1. Cloruro de sodio 2. Ioduro de potasio 3. Óxido de hierro (II)

Enlace covalente: El enlace covalente es la unión química entre dos átomos donde se comparten electrones. Esto hace que los átomos se comporten como una unidad, que llamamos molécula. Los átomos interactúan entre sí a través de los electrones más externos formando enlaces. A diferencia del enlace iónico en que hay transferencia de electrones entre dos átomos, en el enlace covalente los electrones son compartidos entre los átomos. Características: ● Los enlaces covalentes se establecen entre elementos no metálicos. Por ejemplo, el hidrógeno H, el oxígeno O y el cloro Cl se encuentran naturalmente como moléculas diatómicas unidas por enlace covalente: H2, O2 y Cl2. ● Los enlaces covalentes incluyen enlaces simples, dobles o triples donde 2, 4 o 6 electrones se comparten, respectivamente. Por ejemplo, en el compuesto orgánico etano H3C-CH3, la unión entre carbono-carbono y carbono-hidrógeno es simple. En

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Tarea 2 “Enlaces atómicos y ciclo de Bohr-Wabe” el eteno H2C=CH2 la unión entre los carbonos es doble, compartiendo cuatro electrones. ● Los enlaces covalentes crean moléculas que pueden ser separadas con menos energía que los compuestos iónicos. ● El enlace covalente es más fuerte entre dos átomos con igual electronegatividad. Propiedades de los compuestos covalentes ● A temperatura ambiente y a la presión atmosférica normal, los compuestos covalentes se pueden presentar como sólidos, líquidos o gases. ● Los compuestos covalentes no muestran conductividad eléctrica cuando son disueltos en agua. Cuando se disuelven estos compuestos las moléculas se separan y permanecen independientes, a diferencia de los compuestos iónicos, que se descomponen en sus iones positivos y negativos. ● Los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición menores que los compuestos iónicos. La fuerza de atracción entre las moléculas es menor que en el enlace iónico, por eso se requiere menos energía para separarlas. Por ejemplo, el punto de fusión del cloruro de sodio NaCl (compuesto iónico) es 801 ºC y el de ebullición es 1465 ºC; el punto de fusión del agua (compuesto covalente) es 0 ºC y el de ebullición es 100 ºC. ● Los compuestos covalentes tienden a ser más combustibles. ● Muchos compuestos covalentes no son fácilmente solubles en agua. Aquellos compuestos covalentes polares, como el etanol y la glucosa se disuelven bien hasta cierto grado. En cambio, aceites y gasolina no son solubles en agua.

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Tipos: Dependiendo de la afinidad por los electrones que tenga cada átomo, podemos tener tres tipos de enlace: polar, no polar y coordinado. Enlace covalente no polar Esta unión se establece entre átomos con igual electronegatividad. Este tipo de enlace también se puede mantener entre átomos con una diferencia de electronegatividad menor que 0,4. Ejemplos de enlace covalente no polar La molécula de cloro Cl2 está conformada por dos átomos de cloro con la misma electronegatividad, que comparten un par de electrones en un enlace covalente no polar. Igual sucede en el caso de los dos átomos de oxígeno para formar la molécula de oxígeno O2. Entre los átomos de carbono en las moléculas orgánicas el enlace covalente es de tipo no polar.

Enlace covalente polar El enlace covalente polar se forma entre dos átomos no metálicos que tienen una diferencia de electronegatividad entre 0,4 y 1,7. Cuando estos interactúan, los electrones compartidos se mantienen más próximo a aquel átomo más electronegativo.

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Ejemplos de moléculas con enlaces covalentes polares En la molécula de agua H2O los electrones de los hidrógenos permanecen más cerca y por mayor tiempo alrededor del oxígeno, que es más electronegativo. El flúor F es el elemento más electronegativo (4,0) y tiene siete electrones de valencia. Cuando se combina con el hidrógeno, se forma el fluoruro de hidrógeno HF, a través de un enlace covalente polar. La molécula de amoníaco NH3 tiene enlaces covalentes polares entre el nitrógeno y los hidrógenos.

Enlace covalente coordinado o dativo Este tipo de enlace se presenta cuando uno de los átomos en la unión es el que aporta los electrones a compartir. Esto lo conseguimos en la reacción entre el amoníaco NH3 y el trifluoruro de boro BF3. El nitrógeno tiene dos electrones libres y el boro está deficiente de electrones. Al unirse tanto el nitrógeno como el boro completan su última capa con ocho electrones.

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Figura 1. Enlace metálico: 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.

Figura 2. Ciclo de Born-Haber El ciclo de Born–Haber es un ciclo de reacciones químicas desarrollado en un principio por el físico Max Born y el químico alemán Fritz Haber en 1917. El ciclo de Born–Haber comprende la formación de un compuesto iónico desde la reacción de un metal (normalmente un elemento del grupo 1 o 2) con un no metal (como gases, halógenos, oxígeno u otros). Los ciclos de Born–Haber se usan principalmente como medio para calcular la energía reticular, que no puede ser determinada experimentalmente.

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Tarea 2 “Enlaces atómicos y ciclo de Bohr-Wabe” La formación de iones gaseosos exige los siguientes procesos energéticos: 1- un átomo de un metal necesita una cierta energía- energía de ionización, E para liberar uno o varios electrones. 2- un átomo de un no metal cuando capta uno o varios electrones desprende energía -afinidad electrónica, Ae. Podría pensarse que solo se formarían compuestos iónicos en el caso de que la energía liberada cuando el no metal capta electrones, Ae, iguale o supere a la requerida para la ionización del metal, Ei. Sin embargo esto solo sucede en muy contados casos. Existen muchas sustancias iónicas – por ejemplo el cloruro de sodioque son estables a pesar de que la energía de ionización del metal supera la electroafinidad del no metal. Todo esto hace sospechar que además de las dos clases de energía mencionadas existan otras que influyan también en la formación del compuesto. La energía reticular representa teóricamente la formación de compuestos iónicos a partir de iones gaseosos. Algunos químicos la definen como la energía para romper los compuestos iónicos en iones gaseosos. La primera definición es exotérmica y la segunda endotérmica. El último paso es complejo. Para hacer iones gaseosos de elementos es necesario convertirlos en gas, disociarlos si es necesario, e ionizarlos. Si el elemento es una molécula, habrá que tener en cuenta su entalpía de disociación. La energía necesaria para arrancar un electrón y formar un catión es la energía de ionización, mientras que la necesaria para

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Tarea 2 “Enlaces atómicos y ciclo de Bohr-Wabe” añadirlo y formar un anión es la afinidad electrónica

Figura 3. Pasos  en el ciclo de Born–Haber para la formación de fluoruro de litio.

Fuentes electrónicas: ● Zita, A. (2019). Enlace iónico: qué es, características y propiedades (con ejemplos). Recuperado el 15 de febrero de 2020, de https://www.todamateria.com/enlace-ionico/ ● Zita, A. (2019). Enlace covalente: características y tipos (con ejemplos). Recuperado el 15 de febrero de 2020, de https://www.todamateria.com/enlace-ionico/ ● Ciclo de Born-Haber. (2019). Recuperado el 15 de febrero de 2020, de https://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_Born-Haber ● Enlace metálico - EcuRed. (2019). Recuperado el 15 de febrero de 2020, de https://www.ecured.cu/Enlace_met%C3%A1lico

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Imágenes: Enlace metalico (2013).[Figura 2]. Recuperado el 15 de febrero de 2020, de https://www.ecured.cu/images/a/a4/Enlace_metalico.jpg

Gallego,Jaime. (2017). Born-haber es [Figura 3].  Recuperado  el 15 de febrero de 2020, de https://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_Born-Haber#/media/Archivo:Born-haber_es.png

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