1. Fuerzas Intermoleculares
1.1. Las fuerzas o uniones intermoleculares son aquellas interacciones que mantienen unidas las moléculas. Se tratan de fuerzas electrostáticas. La presencia de estas fuerzas explica, por ejemplo, las propiedades de los sólidos y los líquidos. Se diferencian de las fuerzas intramoleculares, por estas, corresponden a interacciones que mantienen juntos a los átomos en una molécula. Por lo general, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares. Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno
2. Geometría Molecular
2.1. La geometría molecular o estructura molecular es la distribución espacial de los átomos alrededor de un átomo central. Los átomos representan regiones donde existe una alta densidad electrónica, y se consideran por tanto grupos electrónicos, sin importar los enlaces que formen (simples, dobles o triples)
2.1.1. Geometría lineal
2.1.2. Etileno, H2C≡CH2
2.1.3. Cloruro de berilio, BeCl2 (Cl-Be-Cl)
2.1.4. Dióxido de carbono, CO2 (O=C=O)
2.1.5. Nitrógeno, N2 (N≡N)
2.1.6. Dibromuro de mercurio, HgBr2 (Br-Hg-Br)
2.1.7. Anión triyoduro, I3– (I-I-I)
2.1.8. Ácido cianhídrico, HCN (H-N≡C)
2.1.9. Sus ángulos deben ser 180º, y tener por tanto hibridación sp.
2.1.10. Geometría angular
2.1.11. –El agua
2.1.12. Dióxido de azufre, SO2
2.1.13. Dióxido de nitrógeno, NO2
2.1.14. Ozono, O3
2.1.15. Anión amiduro, NH2–
2.1.16. Plana trigonal
2.1.17. Trifluoruro de bromo, BF3
2.1.18. Tricloruro de aluminio, AlCl3
2.1.19. Anión nitrato, NO3–
2.1.20. Anión carbonato, CO32–
2.1.21. Tetraédrica
2.1.22. Gas metano, CH4
2.1.23. Tetracloruro de carbono, CCl4
2.1.24. Catión amonio, NH4+
2.1.25. Anión sulfato, SO42-
2.1.26. Pirámide trigonal
2.1.27. Amoníaco, NH3
2.1.28. Cation hidronio, H3O+
2.1.29. Bipirámide trigonal
2.1.30. Pentafluoruro de fósforo, PF5
2.1.31. Pentacloruro de antimonio, SbF5
2.1.32. Oscilante
2.1.33. Tetrafluoruro de azufre, SF4
2.1.34. Forma de T
2.1.35. Tricloruro de yodo, ICl3
2.1.36. Trifluoruro de cloro, ClF3 (ambos compuestos son conocidos como interhalógenos)
2.1.37. Octaédrica
2.1.38. Hexafluoruro de azufre, SF6
2.1.39. Hexafluoruro de selenio, SeF6
2.1.40. Hexafluorofosfato, PF6–
2.1.41. Para culminar, la geometría molecular es la que explica las observaciones de las propiedades químicas o físicas de la materia. Sin embargo, se orienta de acuerdo a la geometría electrónica, de manera que esta última debe determinarse siempre antes que la primera.
2.1.41.1. https://i.pinimg.com/originals/24/e4/b0/24e4b04695dfbe8b7826e6f6a5e47784.gif
3. Fuerza de Van der Waals
3.1. Las fuerzas de Van der Waals. Son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos
4. Puentes de Hidrogeno
4.1. El concepto refiere a una clase de enlace que se produce a partir de la atracción existente en un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno con carga negativa. Dicha atracción, por su parte, se conoce como interacción dipolo-dipolo y vincula el polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra
5. Enlace metalico
5.1. Los enlaces metálicos son, como su nombre lo indica, un tipo de unión química que se produce únicamente entre los átomos de un mismo elemento metálico. Gracias a este tipo de enlace los metales logran estructuras moleculares sumamente compactas, sólidas y resistentes, dado que los núcleos de sus átomos se juntan a tal extremo, que comparten sus electrones de valencia.
5.1.1. Propiedades de un enlace metálico
5.1.2. Al los enlaces metálicos se deben muchas de las propiedades típicas de los metales, como su solidez, su dureza, e incluso su maleabilidad y ductilidad. La buena conducción del calor y de la electricidad de los metales, de hecho, se debe a la disposición tan particular de los electrones en nube alrededor de los núcleos, permitiendo su movilidad a lo largo y ancho del conjunto. Incluso el lustre de los metales se debe a ello, pues este tipo de enlace repele casi toda la energía lumínica que los impacta, es decir, brilla.
5.1.2.1. Ejemplos de enlace metálico
5.1.2.2. Los enlaces metálicos son frecuentes en el mundo de los metales, por lo que cualquier elemento metálico puro es perfecto ejemplo de ello. Es decir, cualquier veta pura de: plata (Ag), oro (Au), cadmio (Cd), hierro (Fe), níquel (Ni), zinc (Zn), cobre (Cu), platino (Pt), aluminio (Al), galio (Ga), titanio (Ti), paladio (Pd), plomo (Pb), iridio (Ir) o cobalto (Co), siempre que no se encuentre mezclado con otros metales y elementos, se mantendrá unida mediante enlaces metálicos
5.1.2.2.1. data:image/png;base64,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
6. Enlace Ionico
6.1. https://i.ytimg.com/vi/epW4osEWj0M/maxresdefault.jpg
6.2. Un enlace iónico es un tipo de unión química entre átomos, donde uno de ellos transfiere un electrón al otro. Este enlace se establece normalmente entre metales y no metales con diferente electronegativo. Por lo general, el metal cede sus electrones al elemento no metal.
6.2.1. Características del enlace iónico
6.2.2. Se establece entre iones con carga positiva (cationes) e iones con carga negativa (aniones).
6.2.3. Se establece entre átomos con diferencias de electronegatividad grandes.
6.2.4. Se produce una transferencia de electrones.
6.2.5. Generalmente se encuentra formando las sales
6.2.6. Propiedades de los compuestos iónicos
6.2.7. 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.
6.2.8. Son eléctricamente neutros en su estado sólido.
6.2.9. 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
6.2.10. Son sólidos a temperatura ambiente debido a los altos puntos de fusión.
6.2.11. Cuando se disuelven en agua son buenos conductores de la electricidad, mientras que en estado sólido son malos conductores.
7. Enlace Covalente
7.1. 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.
7.1.1. Características de los enlaces covalentes
7.1.2. 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.
7.1.3. 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 el eteno H2C=CH2 la unión entre los carbonos es doble, compartiendo cuatro electrones.
7.1.4. Los enlaces covalentes crean moléculas que pueden ser separadas con menos energía que los compuestos iónicos.
7.1.5. El enlace covalente es más fuerte entre dos átomos con igual electronegatividad
7.2. https://www.lifeder.com/wp-content/uploads/2018/03/Enlace-covalente-1.png
8. Enlace covalente no polar
8.1. Enlace covalente no polar
8.2. 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
8.2.1. Ejemplos de enlace covalente no polar
8.2.2. 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
8.2.2.1. https://www.lifeder.com/wp-content/uploads/2018/07/enlace-covalente-no-polar-lifeder-1280x720.jpg
9. Hibridacion
9.1. La Hibridación: sucede cuando se combinan varios orbitales atómicos para formar otros orbitales con la misma energía y mayor estabilidad; las hibridaciones, en el caso de los compuestos orgánicos, son entre el carbono y los átomos que lo rodean, y estos enlaces son los que le van a dar la geometría a la molécula.
9.1.1. Hibridación sp2
9.1.2. Para que esta hibridación ocurra, el carbono debe estar unido a tres átomos, tomemos de ejemplo al eteno CH2=CH2, si tomamos uno de los carbonos éste tiene unido dos hidrógenos y el otro carbono, esta unión forma un triángulo con ángulos de enlace de 120°, a la geometría se le dice trigonal. Se mezclan un orbital s y dos orbitales p, para formar tres orbitales híbridos sp2
9.1.2.1. https://www.quimitube.com/wp-content/uploads/2012/10/geometria-hibridacion-sp2-eteno-o-etileno.png
9.1.3. Hibridación sp3
9.1.4. Para darle la forma tetraédrica los orbitales de la capa externa (2s, 2px, 2py, 2pz) se mezclan para formar cuatro orbitales híbridos sp3, porque se configuraron un orbital s y tres p
9.1.4.1. https://www.quimitube.com/wp-content/uploads/2012/10/geometria-molecula-metano-con-hibridacion-sp3.png
9.1.5. Hibridación sp
9.1.6. Aquí el carbono está unido a dos átomos y el ejemplo es el etino o también conocido como acetileno, el ángulo de enlace es de 180° y la geometría es lineal. Se mezclan un orbital s y un orbital p, para formar dos orbitales híbridos sp
9.1.6.1. https://i.pinimg.com/originals/67/61/55/6761552dd89c0c87deb3b433f70375f9.jpg
10. Resonancia
10.1. La Resonancia (denominado también Mesomería) en química es una herramienta empleada (predominantemente en química orgánica) para representar ciertos tipos de estructuras moleculares. La resonancia consiste en la combinación lineal de estructuras de una molécula (estructuras resonantes) que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinación, nos acerca más a su estructura rea
10.1.1. Estructura de Lewis
10.1.1.1. La estructura de Lewis es toda aquella representación de los enlaces covalentes dentro de una molécula o un ion. En ella, dichos enlaces y los electrones se representan con puntos o guiones largos, aunque la mayoría de las veces los puntos corresponden a los electrones no compartidos y los guiones a los enlaces covalentes.
10.1.1.1.1. https://www.lifeder.com/wp-content/uploads/2018/07/640px-2-bromopropane-2D-Lewis.png
10.2. La resonancia molecular es un componente clave en la teoría del enlace covalente. Para su existencia es imprescindible la presencia de enlaces dobles o triples en la molécula. El flujo neto de electrones desde o hacia el sustituyente está determinado también por el efecto inductivo. El efecto mesomérico como resultado del traslape de orbital p (resonancia) no tiene efecto alguno en este efecto inductivo, puesto que el efecto inductivo está relacionado exclusivamente con la electronegatividad de los átomos, y su química estructural (qué átomos están conectados a cuáles)
10.2.1. Numero de Oxidacion
10.2.1.1. El concepto de carga formal se basa en la suposición de que todos y cada uno de los enlaces que forma un átomo en una molécula son de tipo covalente. Por el contrario, el número de oxidación es un concepto que nace de la situación opuesta, es decir, del carácter iónico de todos esos enlaces. Se suele definir como la carga iónica efectiva que tendría un átomo si el par de electrones del enlace perteneciera al átomo más electronegativo.
10.2.1.1.1. https://image.slidesharecdn.com/nmerodeoxidacin-111023131735-phpapp01/95/nmero-de-oxidacin-1-728.jpg?cb=1319375888
10.2.2. Hipervalencia
10.2.2.1. La regla del octeto, descrita por Lewis, indica que todos los átomos tienden a ganar o perder electrones, hasta tener ocho electrones de valencia. Los elementos del segundo período de la tabla, cumplen con esta regla, pero con los elementos del tercer período se pueden observar situaciones en las que esta regla no se cumple
10.2.2.1.1. https://quimica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/09/HIPERV1.jpg