Enlace Químico y Nomenclatura Orgánica e Inorgánica

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAMINISTERIO DEL PODER POPULARI.U.P. SANTIAGO MARIÑOCARRERA: INGENIERIA DE PETROLEOMATERIA: QUIMICA I

CABIMAS, JUNIO 2016

INTEGRANTE:MARCO J. ROMERO

C.I. 26.175.424

ENLACE QUÍMICO Y NOMENCLATURA

INDICE

Enlace covalente: polar y apolar

Tipos de sustancias. Propiedades Sustancias iónicas

Sustancias metálicas

Sustancias moleculares

Sustancias atómicas

El enlace químico Enlace iónico

Enlace metálico

Enlaces intermoleculares

Diferencia

ENLACE QUIMICOSe llama enlace químico a la interacción entre dos o más átomos que se unen para formar una molécula estable.

Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones buscando mayor estabilidad (tienden a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible). Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados.

En general, cuando se unen dos elementos representativos, tienden ambos a completar su octeto (8 electrones en su última capa), adquiriendo configuración electrónica de gas noble (s2p6), distribución electrónica de máxima estabilidad.

Para describir el enlace se utilizan los símbolos ideados por Lewis: Se escribe el símbolo del elemento, rodeado de tantos puntos como electrones tiene en su última capa (capa de valencia). Así:

Li , C , O ,etc.

TIPOS DE ENLACES QUIMICOS

1. Enlaces entre Átomos Enlace Iónico Enlace Covalente Enlace Metálico

2. Enlaces intermoleculares Enlace de puentes de Hidrogeno Fuerzas de Van der Waals

ENLACE IÓNICOEl enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico a un átomo no metálico.

El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión. Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática.

En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto.

ENLACE IONICO

Compuestos iónicos

Transferencia de e-

ÁtomoBaja Electronegatividad

Anión

Catión

Compuesto Iónico

Pérdida e-

Ganancia e-

ÁtomoElectronegatividad elevada

EJEMPLO ENLACE IONICO

Ba•

• O•••

•••

Mg•

•

Cl•••

••

••

Cl•••

••••

BaO

MgCl2

••O••

••••

Ba2+ 2-

••Cl••

••

••Mg

2+-

••Cl••

••

••

-

Iones unidos por fuerzas electrostáticas

Iones unidos por fuerzas electrostáticas

ENLACE COVALENTE. TEORIA DE LEWISEl enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad)

En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo).

NOTACION DE LEWIS Para representar un enlace se colocan los electrones (puntos) . Se

escribe el símbolo del elemento y se rodea de tantos puntos como electrones de valencia tiene.

Ejemplos: -Átomos: Mg: , H· , Na· , Mg: , :C: ,

Los enlaces (y a veces los pares de electrones) se representan como guiones. (formulas desarolladas)

Ejemplos: -Moléculas: H―H (H2) , O=O (O2) , :N≡N: (N2) ,

O=C=O (CO2) , H-O-H (H2O),

..H―N―H

H

(NH3),

NOTACION DE LEWIS

ENLACE COVALENTE

Molécula de oxígeno

Molécula de nitrógeno

Si los átomos comparten

un par de electrones: enlace covalente sencillo

dos pares de electrones: enlace covalente doble

tres pares de electrones: enlace covalente triple

ENLACE COVALENTE

Molécula de agua

Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno

ENLACE COVALENTE COORDINADO

+

Se establece cuando el par de electrones compartido, es aportado por uno de los átomos que interviene en el enlace (dador). El otro átomo (aceptor) aporta un hueco electrónico (un orbital vacío donde caben dos electrones).

El enlace coordinado o dativo se representa mediante una flecha dirigida hacia el átomo aceptor

ENLACE COVALENTE NO POLAR Y POLARLos enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones.

H-H

Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico.

H Cl H Cl

Cl2

HI y H2O

EJEMPLO ENLACE COVALENTE

N•• •• •1 enlace covalente apolar triple

N2 N • ••• • • • NN • •• •• •• • NN

3 enlaces covalentes polares sencillos

NH3 N•• •

••H• H•

H•

NH H

H

• •• • • •

• •

NH H

H

ENLACE APOLAR

ENALCE POLAR

EJEMPLO ENLACE COVALENTE ENLACE POLAR

••

••

••

• • O••

CO• •

• •

• •CO O

•

••

•••

••

••

••

•CO O ••

•••

••

••

••CO O

••

••

••

••

2 enlaces covalentes polares dobles

CO2

DIFERENCIA ENLACE COVALENTE - IONICOEnlace covalente - Enlace iónico

ENLACE METALICO

El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables.

Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica".

ENLACE METALICO

ENLACE METALICOAlgunos tipos de redes cristalinas metálicas

Cúbica centrada en las carasCúbica compacta

ENLACES INTERMOLECULARESLas fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre moléculas con enlace covalente.

Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido.

Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases:

– Enlace por fuerzas de Van der Waals

• Fuerzas de dispersión

• Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación

– Enlace por puentes de hidrógeno

ENLACES INTERMOLECULARES

Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipoloLlamadas también Fuerzas de Orientación. Se presentan entre moléculas covalentes polares.

Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.

ENLACES INTERMOLECULARES

Enlace por fuerzas de Van der Waals de dispersiónSe presentan entre moléculas covalentes apolares.

Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el movimiento de los electrones.

ENLACES INTERMOLECULARES

Enlace por puentes de hidrógenoPodría considerarse como un enlace dipolo-dipolo, pero de gran intensidad.

Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo: F, N, O.

Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, oxígeno en este caso, el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste último. En la molécula de agua se forman dos polos, O polo negativo y H polo positivo.

Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.

También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF,NH3 y otras muchas moléculas orgánicas.

TIPO DE SUSTANCIAS

Relación entre el tipo de enlace y sus propiedadesRelación entre el tipo de enlace y sus propiedadesSustancia

IónicaSustancia Metálica

Sustancia Atómica

Sustancia Molecular

Partículasconstituyente

sCationes y Aniones Cationes y electrones

deslocalizados Átomos Moléculas

Tipos de uniones

Fuerzas electrostáticasEnlace iónico

Fuertes

Fuerzas electrostáticasEnlace metálico

Fuertes o Débiles

Compartición de pares de electrones

Enlace covalente

Muy Fuertes

Uniones intermolecularesVan der Waals

Enlace de hidrógenoDébilesAu3+ e-

C

H2O

TIPO DE SUSTANCIAS Sustancia

IónicaSustancia Metálica Sustancia Atómica Sustancia Molecular

Partículasconstituyentes

Cationes y Aniones Cationes y electrones deslocalizados Átomos Moléculas

Tipos de unionesFuerzas electrostáticas

Enlace iónico

Fuertes

Fuerzas electrostáticas

Enlace metálico

Fuertes o Débiles

Compartición de pares de electrones

Enlace covalente

Muy Fuertes

Uniones intermolecularesVan der Waals

Enlace de hidrógeno

Débiles

Propiedades mecánicas

Duras y frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas

Propiedades eléctricas

Aisladoras Conductoras Aisladoras Aisladoras

Puntos de fusión Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados

Solubilidad Solubles en agua y disolventes polares

Insolubles en todos los disolventes

Solubles en otros metales en estado líquido (aleaciones)

Insolubles en todos los disolventes

Apolares: insolubles en disolventes polares, solubles en disolventes no

polaresPolares: solubles en disolventes polares,

insolubles en disolventes no polares

Otras propiedades

Fundidos o disueltos conducen la electricidadQuebradizos

Brillo metálicoGran densidadDúctiles y maleables

Ejemplos NaCl, K2CO3, CaF2 Na, Fe, Al, Cu B, C: diamante y grafito, Si, Ge, As, Sb, SiO2, SiC, NB

O2 ,Cl2, CO2, H2O, etanol: C2H5OH, S8, Naftaleno: C10H10

SUSTANCIAS IONICAS

Cationes y anionesUnidos por fuerzas electrostáticasEnlace iónico

SUSTANCIAS IONICAS Sólidos duros

Frágiles, quebradizos

Puntos de fusión elevados

Solubles en agua y disolventes polares

No conducen la electricidad en estado sólido, disueltos o fundidos son conductores.

Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes,

Esto se debe a que al ser golpeado y distorsionarse el cristal, se produce una aproximación de iones de carga del mismo signo, que se repelen entre sí.

Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes,

En estado sólido son los electrones están firmemente sujetos por los iones y los iones están firmemente unidos en la red cristalina y no poseen capacidad de desplazamiento .Disueltos o fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.

SUSTANCIAS METALICAS

SUSTANCIAS METALICASCationes y electrones deslocalizadosUnidos por fuerzas electrostáticasEnlace metálico

SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES

Las sustancias formadas por moléculas no polares (o poco polares) son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua.Solubles en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes orgánicos: éter, benceno, CCl4 etc.

• Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos

• Puntos de fusión bajos

• Aisladoras

• Solubilidad

En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles

En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles

No tienen cargas libres.

Las sustancias formadas por moléculas polares son solubles en agua (sobre todo, si pueden formar puentes de hidrógeno con ella) y en otros disolventes polares. Son insolubles en disolventes no polares.

SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARESAgua (y otros disolventes):

Moléculas

Unidas por fuerzas intermoleculares

(Enlaces de hidrógeno)

Las fuerzas intermoleculares son las más débilesLos enlaces de hidrógeno son las fuerzas intermoleculares de mayor intensidad

SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARESGases:

Formados por Moléculas (salvo los gases nobles que cuyos átomos no se unen entre si)

Casi no están “Unidas”, hay fuerzas intermoleculares muy débiles (Fuerzas de Van der Waals: dispersión)

Compuestos covalentes polares:

Moléculas

Unidas por fuerzas intermoleculares débiles

(Fuerzas de Van der Waals: dipolo-dipolo)En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles.

SUSTANCIAS COVALENTES ATOMICAS

• Sólidos muy duros

• Puntos de fusión muy altos

• Insolubles en todos los disolventes

• Aisladoras

Los átomos están unidos por enlaces covalentes muy fuertes

Los electrones carecen de libertad de desplazamiento, están localizados en los enlaces covalentes

SUSTANCIAS COVALENTES ATOMICASÁtomos

Unidos por compartición de pares de electrones

Enlace covalente

Los enlaces covalentes son muy fuertes

NOMENCLATURA INORGÁNICA

Es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar los compuestos químicos inorgánicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

SÍMBOLOS QUÍMICOS

ESTADO DE OXIDACIÓN Llamados también número de oxidación

Estado de Oxidación

En un compuesto iónico, indica la carga real que adoptan cada uno de los iones, debido a la perdida o ganancia de electrones.

En un compuesto covalente representa la carga aparente que adopta cada átomo cuando se rompen hipotéticamente todos los enlaces

Pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y

fraccionariosNo Metales: pueden presentar valores positivos o negativos

Metales: sólo pueden exhibir valores positivos

Gases Nobles: presentan valores neutros

ESTADO DE OXIDACIONPrincipales elementos del grupo

Grupo Elementos Estado de oxidación

Grupo 1 (1A) H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr +1

Grupo 2 (2A) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra +2

Grupo 6 (6B) Cr +2,+3,+6

Grupo 7 (7B) Mn +2, +3, +4, +6, +7

Grupo 8 (8B) Fe

+2, +3Grupo 9 (8B) Co

Grupo 10 (8B) Ni

Grupo 11 (1B) CuAgAu

+1, +2+1+1, +3

Grupo Elementos Estado de oxidación

Grupo 12 (2B)

Zn, CdHg

+2+1, +2

Grupo 13 (3A)

B, Al, Ga, In, Tl +3,-3

Grupo 14 (4A)

CSiGe, Sn, Pb

+2, +4, -4+2, +4+ 2, +4

Grupo 15 (5A)

N, P, As, Sb, Bi -3,+3,+5

Grupo 16 (6A)

OS, Se, TePo

-2+2, +4, +6, -2+2, +4, +6, -2

Grupo 17 (7A)

FCl, Br, I, At

-1+1, +3, +5, +7, -1

REGLAS DE ASIGNACIÓN DEL ESTADO DE OXIDACIÓN

1. El E.O. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca, He, N2 , P4 , etc.

2. El E.O. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es –1

3. El E.O. del O en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos, que es –1

4. El E.O. de los metales alcalinos es siempre +1

5. El E.O. de los metales alcalinotérreos es siempre +2

6. La suma algebraica de los E.O. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ión , igual a la carga del ión

ELEMENTOS ELECTRONEGATIVOS

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

Las funciones químicas inorgánicas están constituidas por el conjunto de compuestos que tienen propiedades químicas muy semejantes, debido al que en sus moléculas existen uno o más átomos iguales . Un grupo funcional está constituido por una agrupación de átomos, comunes a todos los compuestos de una misma función. En química inorgánica existen cinco funciones principales: óxido, hidróxido, ácido, hidruro y sal.

Función Grupo funcional Ejemplos

Óxido O-2 Na2O, CaO, N2O3, etc.

Hidróxido OH-1 KOH, Mg(OH)2, etc.

Ácidos H+1 H2SO4, HCl, etc.

Hidruro H-1 NaH, CaH2, etc

FUNCION QUIMICA

NOMENCLATURA DE LOS OXIDOS BASICOS

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Nomenclatura Tradicional

• Se utiliza el nombre genérico óxido seguido del nombre del metal terminando en el sufijo oso para el menor E.O, o de lo contrario, el sufijo ico para el mayor E.O.

• Cuando el metal tiene 1 E.O también se puede utilizar el sufijo ico.

Nomenclatura de Stock

• Consiste en indicar el E.O, con números romanos y entre paréntesis, al final del nombre del elemento.

• Si el metal posee 1 E.O, entonces se omite el número romano

Nomenclatura Sistemática

• Consiste en la utilización de prefijos numerales griegos para indicar el número de átomos de cada elemento presente en la fórmula.

• Los prefijos que se utilizan son: mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), ………

Fe2O3

Óxido de Fierro (III)

Trióxido de difierroÓxido Férrico

NOMENCLATURA ORGANICA

Química Orgánica “Es la Química de los compuestos del Carbono”, el término Orgánica proviene del

“derivados de organismo vivos”. Ejemplo: Azúcar, Urea, Almidón, Ceras, Aceites vegetales, etc.

PROPIEDADES DEL CARBONO

• El Carbono no es abundante en la corteza terrestre pero representa cerca del 20% en masa en los seres vivos.

• El Carbono se une a otros átomos de C, H, O, S, N y P entre otros para formar una gran variedad de compuestos orgánicos diferentes.

• El Carbono es tetravalente (posee cuatro electrones de valencia).• Puede existir varios compuestos orgánicos diferentes con la misma fórmula

molecular (Isomería).• El Carbono posee gran capacidad para asociarse consigo mismo formando cadenas

y anillos con ramificaciones.• El enlace covalente, es la forma más común de enlace en los compuestos orgánicos.

FUENTES DEL CARBONO

• Carbono elemental: se presenta en dos tipo de cristales: Grafito, Diamante.• Carbón mineral: Es un mineral negro, que su origen se debe a la descomposición

vegetal acumuladas desde épocas prehistóricas.• El Petróleo: Líquido de color generalmente negro, mezcla de hidrocarburos viscoso.• Productos vegetales y animales: síntesis de diversos compuestos orgánicos como el

azúcar, almidones, aceites y ceras vegetales, etc.

CONFIGURACION ELECTRONICA DEL CARBONO

1s2 2s2 2p2

Periodo y familia del carbono

Período = 2Familia = IV A

HIBRIDACION DEL CARBONO

LONGITUD DEL ENLACE

DIFERENCIA ENTRE COMPUESTOES ORGANICOS E INORGANICOS

TIPOS DE CARBONOS

Los alcanos lineales son compuestos de carbono e hidrógeno con enlaces sencillos carbono-carbono y carbono-hidrógeno que únicamente tienen dos extremos. Su fórmula molecular es CnH2n+2, donde n representa el número de átomos de carbono.

NOMENCLATURA DE ALCANOS LINEALES

Prefijo de cantidad

# átomos de carbono

Prefijo de cantidad

# átomos de carbono

met 1 hept 7

et 2 oct 8

prop 3 non 9

but 4 dec 10

pent 5 undec 11

hex 6 dodec 12

Se les da nombre utilizando prefijos que indican el número de hidrógenos de la cadena y la terminación ano:

NOMENCLATURA DE HIDROCARBUROS

EJEMPLOS

n-hexano

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3

1 2 3 4 5 6

2-metilhexano

CH3-CH-CH2-CH2-CH2-CH3

I CH3

1 2 3 4 5 6