Quimica Gral Fuerzas AtóMicas E Intermoleculares

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Published on August 19, 2009

Author: nanotoka

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Fuerzas atomicas e intermuleculares

Fuerzas atómicas e intermoleculares

Fuerzas atómicas e intermoleculares Las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen, fundamentalmente, de su configuración electrónica.  En un átomo, la corteza electrónica, que contiene tantos electrones como protones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea eléctricamente neutro En un átomo, la corteza electrónica, que contiene tantos electrones como protones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea eléctricamente neutro Preguntas: ¿Cuándo un átomo es neutro? ¿Qué es un ión? ¿Que son los cationes? ¿Y que decir de los aniones?

Fuerzas atómicas e intermoleculares POTENCIAL DE IONIZACIÓN. Es la energía que es necesaria suministrarle a un átomo para arrancarle un electrón de su capa de valencia, convirtiendo en un ion positivo o catión. El primer potencial de ionización, se definiría entonces como la energía necesaria para extraer un único electrón del átomo. Algunos elementos presentan un segundo potencial de ionización, que sería la energía necesaria para arrancar un segundo electrón al átomo que ya ha perdido uno. También algunos elementos pueden presentar un tercer, cuarto, etc. potenciales de ionización. Pregunta: Si un elemento X tiene un Potencial de ionización mas alto que un elemento Y. ¿Qué significaría esto? Si hablamos de un primer y segundo potencial de ionización en un mismo elemento. ¿Cuál esperas que tenga el mayor valor?

Fuerzas atómicas e intermoleculares AFINIDAD ELECTRÓNICA. Se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión. Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones. Pregunta: ¿Qué elementos crees que tengan una alta afinidad electrónica ? ¿Cuál es la tendencia de esos elementos Con respecto a sus orbitales?

Fuerzas atómicas e intermoleculares VALENCIA. Se define como la capacidad de combinación que tiene el átomo de cada elemento, y consiste en el número de electrones que puede ganar o perder en su último nivel de energía. La tendencia de todos los elementos es la de estabilizar su último nivel de energía con ocho electrones y parecerse al gas noble mas cercano. 11Na = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 17Cl = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 3p5 Electrones de valencia

Fuerzas atómicas e intermoleculares Los protones de un átomo tienen carga (+), y esta carga se ve compensada por la carga de los electrones (-) por lo que: # de protones = # de electrones átomo eléctricamente neutro Cuando un átomo pierde electrones, la carga (+) de los protones excede a la carga (-) de sus electrones.Cuando un átomo gana electrones, la carga (-) de sus electrones excede a la carga (+) de sus protones. Lo anterior se le podría denominar suma de carga atómica.

Cuando un átomo pierde electrones, la carga (+) de los protones excede a la carga (-) de sus electrones.

Cuando un átomo gana electrones, la carga (-) de sus electrones excede a la carga (+) de sus protones.

Fuerzas atómicas e intermoleculares ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN. Se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ión: El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero. En las moléculas neutras, la suma de los estados de oxidación da cero. El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata de un átomo muy electronegativo). El oxígeno generalmente suele tener un estado de oxidación de -2. Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación de +1 en sus compuestos. Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de +2 en sus compuestos. Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de -1 (salvo cuando están con otros átomos tan electronegativos como ellos, como el oxígeno u otros halógenos). El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos.

Fuerzas atómicas e intermoleculares EJERCICIOS. Calcula el número de oxidación de cada elemento: 1 ) y 2) número de oxidación = 0 3) y 4) número de oxidación = carga del ión 5 ) número de oxidación del H = +1 número de oxidación del F = –1 6 ) número de oxidación del Ca = +2 número de oxidación del F = –1 7 ) número de oxidación del Mg = +2 número de oxidación del Cl = –1 8 ) número de oxidación del Na = +1 número de oxidación del S = –2 9 ) número de oxidación del N = –3 número de oxidación del H = +1 10 ) número de oxidación del C = +4 número de oxidación del O = –2 11 ) número de oxidación del C = +2 número de oxidación del O = –2 12 ) número de oxidación del Al = +3 número de oxidación del Cl = –1 13 ) número de oxidación del H = +1 número de oxidación del S = +6 número de oxidación del O = –2 14) número de oxidación del Ag = +1 número de oxidación del S = +6 número de oxidación del O = –2 15 ) número de oxidación del K = +1 número de oxidación del S = +4 número de oxidación del O = –2 1) Zn 2) N2 3 ) Fe +3 4 ) O –2 5 ) HF 6 ) CaF2 7 ) MgCl2 8 ) Na2S 9 ) NH3 10 ) CO2 11 ) CO 12 ) AlCl3 13 ) H2SO4 14 ) Ag2SO4 15 ) K2SO3

Fuerzas atómicas e intermoleculares ELECTRONEGATIVIDAD Es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, pero la más usada es la escala de Pauling. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar si el enlace será, según la escala de Linus Pauling: Iónico (diferencia superior o igual a 1,7) Covalente polar (diferencia entre 1,7 y 0,4) Covalente no polar (diferencia inferior a 0,4)

Iónico (diferencia superior o igual a 1,7)

Covalente polar (diferencia entre 1,7 y 0,4)

Covalente no polar (diferencia inferior a 0,4)

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