CONFIGURACION ELECTRONICA, TIPO DE ENLACE,PROPIEDADES DE LA SUSTANCIAS A PARTIR DE LOS ENLACES - Santiago

Vista previa del material en texto

Configuraciones electrónicas
• Distribución de los átomos en los diferentes niveles y sub niveles de 
energía
Niveles: 1-7 indican la energía y tamaño
Sub niveles : s,p,d,f indican la forma y energía 
S2,p6,d10,f14 e-
• Regla de las diagonales
1.- hacer una columna de los niveles de enegia
2.-En la siguiente columna asociamos los sub niveles
3.- luego trazamos diagonales comenzando por s y paralelas ha esta
• Debemos saber el número de electrones del elemento a realizar su 
configuración.
O Z=8 8p y 8e neutro
O2- Z= 8 8p y 10e anión
Br Z=35 35p y 35 e neutro
a par%r de la configuración electrónica que elemento es?
• Primer método contando electrones luego en la tabla ubicamos el 
elemento.
• Otro método se escoge el nivel de energía mayor el cual indica el 
periodo, luego para saber el grupo nos fijamos en el ul<mo subnivel 
de la configuración que indicara el grupo.
• 1s22s22p63s23p64s23d6
• 1s22s2
• 1s22s22p5
• 1s22s22p63s23p64s23d10 4p3
• A- =1s22s22p63s23p6
Tipos de enlace
• Enlace Iónico
• Enlace Covalente
• Enlace metálico
Enlace Iónico
Metal + no metal
Na +Cl 
Los metales 6ende a perder uno o mas electrones para quedarse con la 
configuración electrónica del gas noble mas cercano y completar el octeto 
electrónico
Entonces Na+ Cl-
• Te quedas con un exeso en la carga posi8va
• Lo opuesto con los no metales por tanto el cloro cumplirá con la 
configuración electrónica del gas noble mas cercano es decir 8 e en la 
capa de valencia.
Na+ Cl-
Fuerza electroesta8ca
NaCl
Formas redes ionicas
Es decir no estarán sueltos
Las relaciones pueden cambian ejepl: cloruro de magnesio
En redes están en estado solido
Sin embargo si se mezclan con soluciones polares (agua) es decir que 
tengan cargas posi7vas y nega7vas aun que sean parciales las redes 
iónicas se separaran y los átomos estarán en forma libre como iones.
• Entonces en redes no conducen electricidad
• Pero en estado disuelto si transmi7rán electricidad
Estabilidad de la red
Depende de la carga del compuesto es decir el compuesto con mayor 
carga.
Del peso atómico (KCl) a mayor peso menos estable
Enlace Covalente
• Unión de dos no metales
Cl + Cl
Comparten electrones
Formando la molécula de cloro
Cl2
De acuerdo a la configuración electrónica el cloro es S2p5 es decir <ene 
siete electrones en la ul<ma capa de valencia.
Cl Cl
* * * *
* 
*
* 
*
* ** *
* 
*
• Para ser mas estables los electrones .enden a llenar a 8e su capa de 
valencia
• Compar.endo electrones ( es el inicio de la estructura de Lewis) 
• CH4
• Excepción el hidrogeno es estable solo con dos electrones en su capa 
de valencia
• Si existen mas meleculas estos estan unidos por enlaces no 
covalentes sino mas débiles.
• Enlace covalente es muy fuerte.
Enlace metálico
• Entre metales
• A nivel de átomos
• Son caracterís4cos de elementos que 4enen pocos electrones en su 
capa de valencia.
• Conducen muy bien la electricidad
• Se presentan en estado sólido
• Punto de fusión alto
Caracterís)cas
• Que enlace tarda mas en romperse
• Los enlaces entre moléculas son mas débiles
• Luego los ionicos
• Finalmente los metalicos
Propiedades de las sustancias a par0r del 0po de 
enlace químico.
• Bases de la hibridación y polaridad de la molécula
Hibridación
Surge como una herramienta para entender la geometría de las moléculas,
esta permite jus6ficar su geometría ya que la valencia no la podía explicar.
Todas las moléculas están en un sistema tridimensional (largo, ancho y alto),
por lo que se considera que se encuentran ocupando un lugar en el espacio.
• Todos los elementos representa-vos pueden sufrir este fenómeno;
• Con base en el diagrama energé-co de los elementos cómo pueden
unirse, cuántos enlaces -enen y si el enlace es sencillo, doble o triple.
• Para poderse hibridizar es necesario que el electrón de 2s se excite y
así pase al siguiente: 2p,
Forma en el espacio
En la siguiente tabla se muestra la representación del 2po de
hibridación que da forma a la molécula en el espacio.
así como las diversas hibridaciones que es capaz 
de presentar un elemento, lo que significa que 
se pueden tener una, dos o tres hibridaciones 
posibles para los elementos representa2vos o 
del bloque A de la tabla periódica.
• Estos orbitales híbridos se hallan listos para formar el enlace químico
y de esto se derivan sus propiedades, tanto 8sicas como químicas. Por
otro lado, la hibridación da la forma de la molécula en el espacio y,
por lo mismo, =ene una polaridad que también marca ciertas
propiedades de las sustancias.
Polaridad
• Es una medida acerca de lo que tan equivalentemente se comparten
los electrones de un enlace entre los dos átomos que se unen; a
medida que aumenta la diferencia de electronega6vidad entre los dos
átomos aumenta la polaridad de la molécula.
• Con respecto a las moléculas con más de dos átomos, el momento
dipolar depende tanto de las polaridades de los enlaces individuales
como de la geometría de la molécula, es decir, del momento dipolar
debido únicamente a los dos átomos de ese enlace.
Consideremos la molécula de CO2; cada enlace de C= O es polar y dado 
que los enlaces C = O son idén7cos los momentos dipolares 7enen la 
misma magnitud.
Además, el modelo de densidad electrónica se encuentra en los 
extremos de la molécula; ya que el átomo de oxígeno 7ene más 
electrones que el carbón éste es más nega7vo. Los dipolos de enlace y 
los momentos dipolares con can7dades vectoriales 7ene magnitud, así 
como dirección.
• El momento dipolar global de una molécula poliatómica es la suma de 
sus dipolos de enlace. En esta suma de vectores debemos considerar 
tanto la magnitud como la dirección de los dipolos de enlace. Los 
dipolos de enlace del CO2, si bien <enen la misma magnitud, sus 
direcciones son totalmente opuestas, por tanto, el momento dipolar 
global de CO2 es cero, aunque los enlaces individuales sean polares.
Propiedades de la sustancia con base en su 
estructura y 2po de enlace
• Las moléculas polares neutras se atraen cuando el extremo posi3vo 
de una de ellas está cerca del extremo nega3vo de otra.
• Estas fuerzas dipolo-dipolo sólo son eficaces cuando las moléculas 
polares están muy juntas y generalmente son más débiles que las 
fuerzas ion-dipolo.
• En los líquidos las moléculas polares están en libertad, cuando las 
moléculas se atraen pasan más 7empo atraídas que dos que se 
repelen. Para las moléculas con masa y tamaño aproximadamente 
iguales la intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta al 
incrementar la polaridad.
• El punto de ebullición aumenta cuando aumenta el momento dipolar, 
es decir, las moléculas entre más se encuentran atraídas incrementan 
la dificultad para poderse separar, también nótese que los enlaces 
covalentes que en su mayoría son las sustancias orgánicas y algunas 
inorgánicas <enen puntos de ebullición bajos ya que es un enlace más 
débil que los iónicos que presentan la mayoría de las sales inorgánicas 
y orgánicas que pueden tener puntos de ebullición un poco menores 
a las inorgánicas.