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ISMAEL_GATA_Portfolio_1ªEv.

Ismael Gata sanchez

Created on November 19, 2024

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Portfolio qumica 2b bachillerato

Hecho por Ismael gata sánchez

Bloque 1: Enlace químico y estructura de la materia

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Tema 1: Estructura atómica

1. La evolución del modelo atómico:

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¿QUE VAMOS A VER?:

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1.0

Se crea en 1808
Dalton recupera la idea de que la materia está formada por átomos que son partículas indivisibles esta idea ya había sido enunciada por Leucipo y Demócrito, quienes eran filósofos griegos.
Dalton propone cinco postulados en los que está basada su teoría

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1.1

La materia esta compuesta por átomos, que son partículas indivisibles e indestructibles
Átomos que sean del mismo elemento, poseen misma masa y propiedades
Átomos que sean de diferentes elementos, poseen distinta masa y propiedades
Los compuestos se forman por la unión de elementos
En las reacciones químicas, la masa siempre es constante

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1.2

Se crea en 1904
Gracias a su experimento de los rayos catódicos, Thomson descubre la existencia de protones y de electrones, esto se haría en 1897
El cree que el átomo está cargado positivamente y que en esta están incrustados los electrones, es por esto por lo que se conoce también como el modelo de “pudin con pasas”
Al tener la estructura que presenta Thomson el átomo compensaría sus cargas y por tanto seria neutro

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1.3

Se descubre el núcleo gracias al experimento de las partículas alfa con la lámina de oro
Se le conoce también como modelo planetario, ya que los electrones giran en torno al núcleo según este modelo
Eso si Rutherford no pudo explicar los espectros atómicos, además de que según su modelo los electrones terminarían cayendo al núcleo al perder energía

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2. Bases físicas para un nuevo modelo atómico:

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2.0

La radiación no es continua, sino que es enviada en pequeños paquetes de energía que se llaman fotones
Determina las dos siguientes ecuaciones:
La constante de Planck o h equivale a 6,63 X 10-34 Js
La velocidad de la luz en el vacío o c equivale a 3 X 108 m/s
La unión de estas dos ecuaciones da lugar a esta otra:

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Ejercicio para repasar Planck

Para asentar la teoria fotonica de Planck vamos a practicar un ejercicio:

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2.1

Se encuentran series que definen el patron del espectro del hidrogeno.
Esto deriva en la ecuacion de Rydberg que nos permite calcular el espectro solo del hidrogeno
La R es la constante de Rydberg que equivale a 1,097 X 107 m -1
La n coge diferentes valores dependiendo la serie espectral que queramos calcular
Para esto encontramos un cuadro que nos dice que valores tiene n en las diferentes series:

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Ejercicio para repasar la ecuacion de rydberg:

Para asentar la ecuacion de Rydberg vamos a practicar un ejercicio:

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2.2

Einstein se baso en la teoria de Planck, para explicar el efecto fotoelectrico
Es por esto que nos propone tres ecuaciones para hallar la energia del foton incidente
Realmente dos de estas son sacadas de la teoria de Planck

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Ejercicio para repasar EL EFECTO FOTOELECTRICO:

Para asentar el efecto fotoelectrico vamos a practicar un ejercicio:

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3. El modelo átomico de Bohr:

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El modelo atomico de bohr:

3.0

Se da un salto de la fisica clasica a la fisica mecano- cuantica
Añade al modelo de Rutherford, las ecuaciones de Planck y la explicacion del espectro del hidrogeno gracias a Rydberg
Propone una serie de postulados:

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3.1

Estados estacionarios: los electrones describen una orbita alrededor del núcleo
Condiciones de cuantizacion: encontramos orbitas estables en unos niveles concretos de energía
Trasciones electronicas: un electron puede pasar de una orbita a otra (transicionar) emitiendo o cediendo energia en estos saltos de orbita

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4. Limitaciones del modelo de Bohr:

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4.0

Este modelo atomico presenta dos principales problemas
El primero es la mezcla de ideas de la fisica clasico con las ideas de la fisica mecano-cuantica, lo que provoca incoherencia
El segundo es que este modelo solo explica el espectro atomico de hidrogeno(Rydberg)

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5. Los modelos mecano-cuanticos:

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Dualidad de onda-corpúsculo:

5.0

Todas las particulas se pueden comportar como particula y tambien como onda
Por tanto se dice que las particulas tienen una naturaleza dual

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5.1

No se puede hallar la posicion concreta ni la velocidad de un electron
Esto porque cualquier minima fuerza incluso nuestra mirada lo altera

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5.2

Describe las funciones particulas-onda como funcion de onda
Ademas de explicar los orbitales

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5.3

Se cambia el concepto de orbita que introdujo Bohr, que es donde se podia encontrar a los electrones.
Por el concepto de orbital que son regiones donde hay una posibilidad de encontrar a los electrones

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5.4

Cuatro orbitales, que son donde hay mas probabilidad de encontrar un electron
Orbital s: solo contiene 1 orbital y puede albergar un maximo de dos electrones
Orbitales p: contiene 3 orbitales y puede albergar un maximo de 6 electrones
Orbitales d: contiene 5 orbitales y puede albergar un maximo de 10 electrones
Orbitales f: contiene 7 orbitales y puede albergar un maximo de 14 electrones

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5.5

Son el numero de identificacion de un electron
No puede haber dos electrones con los cuatro numeros cuanticos iguales
El numero cuantico n o principal es el que determina en que nivel de energia se encuentra ese electron. Valores: 1-7
El numero cuantico l o azimutal es el que determina en que tipo de orbital se encuentra ese electron. Valores: 0,N-1
El numero cuantico m o magnetico es el que nos muestra de que forma esta orientado en el espacio ese electron. Valores:-l...,0,...+l
El numero cuantico s o de spin nos muestra el espin del electron. Valores: +1/2 o -1/2

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Ejercicios para repasar los numeros cuanticos:

Para saber como se hacen los ejercicios de los numeros cuanticos, vamos a practicar un par de ejercicios

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Ejercicios para repasar los numeros cuanticos:

Para saber como se hacen los ejercicios de los numeros cuanticos, vamos a practicar un par de ejercicios

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1. Origen de la tabla periodica:

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¿QUE VAMOS A VER?:

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1.0

Mendeliev

Se crea gracias a Meyer y Mendeleiev a pesar de que los dos trabajaron de forma independiente
La tabla periodica esta ordenada de forma creciente segun las masas atomicas de cada elemento

Meyer

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1.1

La tabla periodica contiene 7 periodos ya que los periodos son los niveles de energia y por tanto el numero cuantico principal o m
Ademas contiene 18 grupos que es la suma de los electrones que puede albergar los orbitales s,p,d
Existen 4 bloques en la tabla periodica que son los bloques s,p,d y f

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2. Distribucion de los electrones en los átomos:

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2.0

Dos electrones de un atomo no pueden tener los mismos numeros cuanticos.
Es decir la configuracion de numeros cuanticos de un electron de un atomo es unica, no puede ser replicada por otro electron de ese atomo
Por tanto, un orbital puede albergar un maximo de dos electrones

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2.1

Los electrones van ocupando orbitales y niveles de energia de menor a mayor energia
Es decir, si por ejemplo tenemos un nivel de energia 2, los electrones tienen que ocupar todos los orbitales s y p antes de poder ocupar el nivel de energia 3, que es el siguiente
Esta teoria se ve representada en el Diagrama de Moeller

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2.2

En un orbital los electrones, si pueden, tienden a estar desapareados
Por tanto los electrones mantienen los espines paralelos mientras queden orbitales libres

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3. Propiedades periodicas:

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Efecto pantalla o apantallamiento:

3.0

Entre los electrones existen fuerzas de repulsion entre ellos que disminuyen la atraccion que ejerce el nucleo para atraerlos a este

Es por esto que el apantallamiento o efecto pantalla es la reduccion de la carga positiva del nucleo,que atrae a los electrones al nucleo, por las fuerzas de repulsion que se dan entre los electrones
Afectando sobre todo a los electrones mas alejados del nucleo, ya que son los electrones interiores quienes le producen la repulsion
Por tanto cuanto mas efecto pantalla menos atraccion ejercera el nucleo para atraer los electrones, es decir menos fuerza de atraccion neta

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3.1

La carga nuclear es la fuerza que ejerce el nucleo para atraer a los electrones
Depende del numero de protones que posee un atomo, es decir el numero atomico
La carga nuclear efectiva es la fuerza positiva neta que se ejerce despues de restarle el apantallamiento
Por tanto la carga nuclear efectiva es la resta entre la carga nuclear y el apantallamineto

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3.2

Aumenta a medida a la que vez avanzas en el periodo ya que el apantallamiento se mantiene constante y la carga nuclear sube
Disminuye a medida que bajas en el grupo, puesto que el apantallamiento aumenta al igual que lo hace la carga nuclear

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3.3

Es la longitud que hay entre el nucleo y el electron mas alejado de este
Cuando hay mas carga nuclear efectiva, los electrones se sienten mas atraidos por el nucleo, la distancia es menos entre el nucleo y el electron mas alejado y por tanto el radio atomico es menor
Cuando hay menos carga nuclear efectiva, los electrones se sienten menos atraidos por el nucleo, la distancia es mas entre el nucleo y el electron mas alejado y por tanto el radio atomico es mayor
Por tanto es menor cada vez que avanzamos en el periodo y es mayor cada vez que bajamos en el grupo

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Ejercicio para repasar el radio atómico:

Para asentar el radio atómico vamos a practicar un ejercicio:

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3.4

Cuando el elemento pierde un electron y forma un cation se reduce su radio atomico ya que hay menos efecto pantalla y por tanto la carga nuclear efectiva aumenta
Cuando el elemento gana un electron y forma un anion se incrementa su radio atomico ya que hay mas efecto pantalla y por tanto la carga nuclear efectiva disminuye
Por tanto es menor cada vez que avanzamos en el periodo y es mayor cada vez que bajamos en el grupo

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Ejercicio para repasar el radio iónico:

Para asentar el radio iónico vamos a practicar un ejercicio:

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3.5

Es la energia necesaria que se necesita para arrancar un electron de su ultima capa a un átomo
Cuando el atomo posee mucho radio atomico, menor resistencia va a poner ese electron a ser arrancado al estar mas lejos del nucleo y se necesitara menos energia para arrancarlo, por tanto la energia de ionizacion sera menor
Al poseer menor radio atomico, mayor resistencia va a poner ese electron a ser arrancado al estar mas cerca del nucleo y se necesitara mas energia para arrancarlo, por tanto la energia de ionizacion sera mayor
Por tanto es mayor cada vez que avanzamos en el periodo y es menor cada vez que bajamos en el grupo

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Ejercicio para repasar la energía de ionización:

Para asentar el radio iónico vamos a practicar un ejercicio:

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3.6

Es la energia cedida por un atomo en estado gas y en estado fundamental al captar un electron
Por tanto se puede decir que es lo contrario a la energia de ionizacion
Cuando el radio atomico es mayor la afinidad electronica disminuye ya que al estar el nucleo mas lejos del electron que debe coger necesita emplear mas energia para captar un electron
Cuando el radio atomico es menor la afinidad electronica aumenta ya que al estar el nucleo mas cerca del electron que debe coger necesita emplear poca energia para captar un electron
Por tanto es menor cada vez que avanzamos en el periodo y es mayor cada vez que bajamos en el grupo

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Ejercicio para repasar la afinidad electronica:

Para asentar la afinidad electronica vamos a practicar un ejercicio:

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3.7

La tendecia de traer un electron que forma un enlace quimico de un atomo
Cuando el radio atomico es menor la electronegatividad aumenta ya que al estar el nucleo mas cerca del electron que debe coger necesita emplear poca energia para captar un electron
Cuando el radio atomico es mayor la electronegatividad disminuye ya que al estar el nucleo mas lejos del electron que debe coger necesita emplear mas energia para captar un electron
Por tanto es menor cada vez que avanzamos en el periodo y es mayor cada vez que bajamos en el grupo

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Ejercicio para repasar la electonegatividad:

Para asentar la electronegatividad vamos a practicar un ejercicio:

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4. Grupos de elementos y propiedades:

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grupo 1 y grupo 2:

4.0

Se les llama alcalinos y alcalinoterreos respectivamente
Forman cationes para conseguir configuracion de gas noble con numeros de oxidacion +1 y +2 respectivamente
Su configuracion electronica siempre es ns1 para los alcalinos y ns2 para los alcalinoterreos
Son todos elementos metalicos menos el hidrogeno siendo el primer elemento del grupo 1
Poseen baja energia de ionizacion, electronegatividad y baja afinidad electronica

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4.1

Se les llama metales de transición

Su configuracion electronica siempre es ns2 (n-1)dx
Son todos elementos metalicos
Dentro de estos se encuentra dos grupos aparte que son los lactánidos y los actinidos

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4.2

Se les llama tambien como boroideos y carbonoideos respectivamente
Su configuración electronica siempre es ns2 p1 para los del grupo 13 y ns2 p2 para los del grupo 14
Forman cationes para conseguir configuracion de gas noble con numeros de oxidacion +3 y +4 respectivamente
Ambos grupos contienen no metales y semimetales

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4.3

Se les llama tambien como nitrogenoideos y anfigenos respectivamente
Su configuración electronica siempre es ns2 p3 para los del grupo 15 y ns2 p4 para los del grupo 16
Forman aniones para conseguir configuracion de gas noble con numeros de oxidacion -3 y -2 respectivamente
Ambos grupos contienen no metales y semimetales

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4.4

Se les llama tambien como halogenos y gases nobles respectivamente
Su configuración electronica siempre es ns2 p5 para los del grupo 17 y ns2 p6 para los del grupo 18
Solo forman aniones los halogenos para conseguir configuracion de gas noble con numero de oxidacion -1
El grupo 17 contiene no metales mientras que el grupo 18 contiene a los gases ideales ya que son muy estables

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1. Concepto de enlace químico:

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¿QUE VAMOS A VER?:

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1.0

Conjunto de fuerzas que mantienen juntos los atomos para fomar moleculas o cristales
Ademas tambien son las fuerzas que mantienen unidas a las moleculas en los estados de liquido o solido

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1.1

Este enlace se produce porque hay interacciones electroestaticas entre los atomos
Esto produce atracciones y repulsiones entre sus electrones
Entonces cuando los dos atomos se acercan, hay una distancia donde la energia del sistema es minima
A esa distancia se la llama distancia de enlace y a la energia que se produce hay se la llama energía de enlace

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1.2

Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en la ultima capa del atomo y son aquellos los que forman los enlaces
Para representar los electrones de valencia y los enlaces que forman se utiliza el diagrama de Lewis
Todo elemento que se junta es para cumplir la regla del octeto, es decir tener 8 electrones en su capa de valencia
Esto para lograr la configuracion de los gases nobles y para que la union sea muy estable
Para ver esto, tenemos en la imagen el diagrama de Lewis del amoniaco(NH3)donde el nitrogeno forma tres enlaces covalentes con los tres hidrogenos

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2. El enlace iónico:

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2.0

Se produce por la union de un metal con un no metal
Lo que se produce es que el metal se convierte en un cation es decir cede sus electrones al no metal que se convierte en un anion al coger los electrones del no metal
Gracias a esta union tanto el metal como el no metal pueden cumplir la Regla del Octeto
Este enlace se representa mediante el diagrama de Lewis, como se muestra en la imagen

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Ejercicio para repasar el diagrama de lewis aplicado al enlace iónico:

Para asentar el Diagrama de Lewis aplicado al enlace iónico vamos a practicar un ejercicio:

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2.1

Es un ciclo termodinamico en el que se estudian todos los procesos que intervienen en la formacion de un enlace ionico a partir de sustancias mas simples
En este ciclo aparece el concepto de entalpia que es el flujo de energia quimica en los procesos químicos
Para que un se forme un ion el atomo debe estar en estado gaseoso y fundamental, y una vez que se forme los dos iones de los dos atomos que se junten se forma el compuesto ionico
Y es exactamente esto lo que representa el ciclo de Born-Haber

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Ejercicio para repasar EL ciclo de born-haber

Para asentar el ciclo de Born-Haber vamos a practicar un ejercicio:

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2.2

Los compuestos ionicos forman redes cristalinas
Un enlace ionico es mas estable cuando el radio atomico es mas pequeño
Los compuestos ionicos no son conductores de la electricidad en estado solido, pero en disolucion al liberar iones si son buenos conductores de la electricidad
La energia de red es aquella que se libera al formarse las redes cristalinas en estado gaseoso
Ya que se logra mas estabilidad con estas que con elementos ionicos por separado
Cuanta mas energia se libere en la energia de red mas estable será el compuesto
Esta energia de red se puede calcular, ademas de con el ciclo de Born-Haber, con la ecuacion de Born-Landé

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2.3

Cuanto mayor numero en negativo de el resultado de la ecuacion de Born-Landé, mayor energia se liberará y por tanto mas estabilidad poseerá el compuesto
A mayor carga de los iones, mayor energia liberada de unión y por tanto mayor estabilidad
Al haber mayores radios atomicos, hay mas distancia de enlace por tanto la energia liberada es menor y el compuesto poseerá menos estabilidad

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2.4

Son sólidos a temperatura ambiente al tener puntos de fusión altos, el punto de fusión aumenta a la vez que la energia de red aumenta
Forman sólidos iónicos que estan formadas por enlaces intramoleculares muy fuertes
Son solubles en agua y en disolventes polares
Y ademas solo conducen la electricidad de forma diluida o fundida ya que hay "electrones libres"

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3. El enlace covalente:

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El enlace covalente:

3.0

Es la unión que se produce entre dos no metales
Aqui los electrones no se roban ni se ceden como en el enlace iónico sino que se comparten
Los atomos pueden formar hasta 4 enlaces simples
Aunque del periodo 3 en adelante hay excepciones al caber mas electrones en un mismo nivel

Los enlaces covalentes se pueden clasificar según:
Segun su electronegatividad:
Los enlaces pueden ser polares, si los atomos que participan en el enlace poseen diferente electronegatividad
O bien, los enlaces pueden ser apolares, si los atomos que participan en el enlace poseen la misma electronegatividad
Segun el numero de electrones que compartan:
Si cada elemento comparte un electron el enlace es simple
Si cada elemento comparte dos electrones el enlace es doble
Si cada elemento comparte tres electrones el enlace es triple

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Ejercicio para repasar El diagrama de lewis aplicado al enlace covalente

Para asentar el Diagrama de Lewis aplicado al enlace covalente vamos a practicar un ejercicio:

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3.2

SO3

Los electrones que se comparten son solo parte de un unico átomo no cada electrón de un átomo diferente
Como por ejemplo el SO3 o el NH4+
Se representan con un flecha en el diagrama de Lewis

NH4+

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3.3

Sirve para poder saber la estructura y geometría de un compuesto covalente
Para realizar correctamente esta teoría y saber la estructura y geometría de ese compuesto covalente hay tres pasos a seguir:

1er paso: realizar el Diagrama de Lewis
2do paso: contar los pares de electrones totales, contar los pares enlazantes, es decir los que forman enlaces, y tambien contar los pares de electrones no enlazantes, es decir los que no forman enlaces
3er paso: gracias a los pares totales podemos saber la estructura del compuesto y gracias a los pares enlazantes y no enlazantes podemos saber la geometría.
Gracias a la tabla determinamos la estructura y geometría

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Ejercicio para repasar la trpecv:

Para asentar la TRPECV vamos a practicar un ejercicio:

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3.4

Para estudiar la polaridad molecular debemos seguir tres pasos:

1er paso: hacer el Diagrama de Lewis
2do paso: analizar la geometría de molécula
3er paso: analizar la electronegatividad de los elementos que forman la molecula

Si hay diferentes electronegatividades el enlace es polar ya que hay un desplazamiento del elemento menos electronegativo a la que es más electronegativo
Si las electronegatividades son igual el enlace es apolar ya que no hay desplazamiento de ninguno de los dos elementos
A pesar de que todos los enlaces en el molécula sean polares, puede ser en conjunto apolar debido a su geometria si se anulan los desplazamientos

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Ejercicio para repasar la polaridad molecular:

Para asentar la polaridad molecular vamos a practicar un ejercicio:

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3.5

La teoría de enlace de valencia nos dice que comparten los electrones desapareados que estan en diferentes orbitales
Pero al quedarse esta corta se complementa con la teoria de hibridacion de orbitales
Donde no solo se comparten electrones desapareados sino que se forman nuevos tipos de orbitales que son iguales en energía y forma

Estos orbitales son el sp si hibrida el orbital s con un orbital p
El sp2 si hibridan el orbital s y dos orbitales p
Y el sp3 si hibridan el orbital s y los tres orbitales p

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3.5.1

Los enlaces sigma son aquellos que se forman por solapamiento frontal de los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir
Los enlaces pi son aquellos que se forman por solapamiento lateral que contienen los electrones que se van a compartir
Los enlaces simples solo contienen un enlace sigma
Los enlaces dobles poseen un enlace sigma y un enlace pi
Los enlaces triples poseen un enlace sigma y dos enlaces pi
Los enlaces pi no hibridan

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Ejercicio para repasar la teoría de enlace de valencia e hibridación de orbitales:

Para asentar la teoría de enlace de valencia e hibridación de orbitales vamos a practicar un ejercicio:

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3.6

En los enlaces de carbono aparecen los enlaces dobles y triples
Y estos enlaces poseen enlaces pi que no hibridan
Ademas de encontrarnos compuestos con cadenas muy largas que no poseen un único átomo central
Como por ejemplo le pasa al eteno y al etino

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Ejercicio para repasar la hibridación del carbono:

Para asentar la hibridación del carbono vamos a practicar un ejercicio:

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3.7

Forman fuerzas intramoleculares fuertes
Por esto tienen puntos de fusión altos
Son duros y fragiles
Y no conducen la electricidad porque no hay "electrones libres"
La formula nos habla de la proporción

Solidos covalentes:

Si forman solidos forman fuerzas intermoleculares que son menos fuertes que las intramoleculares
Por esto tienen puntos de fusión y ebullición mas bajos que los solidos covalentes
Son blandos y elasticos
Si son sustancias covalentes polares se disuelven en disolventes polares
Si son sustancias covalentes apolares se disuelven en disolventes apolares
Se presentan en la naturaleza en cualquiera de los tres estados fisicos, ya sea líquido, solido o gas

Sustancias covalentes:

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4. El enlace metálico:

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4.0

Son enlaces que se producen de la unión de dos metales
Son solidos formados solo por un elementos formando una estructura sólida
Dentro de esta estructura poseen una nube de electrones
Ya que se comparten todos los electrones de la capa de valencia de todos los atomos que forman la estructura

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4.1

Al tener esa nube de electrones, estos poseen cierta libertad, lo que les dota de la capacidad de conducir la electricidad
Son sólidos a temperatura ambiente ya que forman estructuras sólidas
Y son ductiles y maleables

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5. Las fuerzas intermoleculares:

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5.0

Son las fuerzas que interactuan entre las moleculas en estado liquido y solido

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5.1

Son las fuerzas que interactuan entre el hidrógeno y los tres elementos que poseen muchisima electronegatividad
Uno es de ellos es el fluor de donde sale el acido fluorhídrico(HF)
Otro es el oxigeno de donde sale el agua(H2O)
Y el último es el nitrógeno de donde sale el amoniaco(NH3)
Son las fuerzas intermoleculares mas fuertes

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5.2

Siempre interactúa una molécula, ya sea polar o apolar con una molécula polar

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5.2.1

Interacción entre dos moléculas polares
Se da por las diferencias de electronegatividad que hay entre un molecula y la otra
Al ser diferencias de electronegatividad no tan grandes como en los puentes de hidrógeno son interacciones con una fuerza media-alta

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5.2.2

Interacción entre una molécula polar y otra que no lo es
El dipolo transforma la molecula apolar en otro dipolo, al que se llama dipolo inducido
Son interacciones con una fuerza media

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5.2.3

Interacción entre un dipolo instantáneo y uno inducido
El dipolo instantáneo se produce por el movimiento de electrones, lo que puede llegar a producir que por un momento las cargas positivas y negativas estan repartidas cada en un lado
Este dipolo afecta a las particulas de su entorno lo que hace que se forme un dipolo inducido
Son las interacciones mas debiles
Suelen ocurrir en atomos con un gran radio atómico

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5.3

Interacción entre un dipolo y un compuesto iónico
Las zonas negativas y positivas del dipolo se ven atraidas por el ion de su signo opuesto
Esto hace que los dipolos rodeen al ion y se rompa el enlace iónico
Como por ejemplo pasa en la sal común(NaCl)
Son interacciones fuertes

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Pagina utilizada para hacer los mapa mentales:https://monica.im/tools/ai-mind-map-maker
Libro utilizado para sacar información: Química 2do Bachillerato editorial Oxford edición 2023
Medios utilizados para imagenes, ejercicios e información extra

https://www.thoughtco.com/john-dalton-biography-4042882

https://www.proferecursos.com/modelo-atomico-de-dalton/
https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-thomson-248.html
https://www.meteorologiaenred.com/modelo-atomico-de-rutherford.html
https://www.profesor10demates.com/2015/10/formula-de-rydberg.html
https://www.monografias.com/trabajos109/principios-estructura-atomica-materia/Diapositiva17.png
https://neelcrew.blogspot.com/2020/09/albert-einstein-mathematician-and-physicist.html
https://personajeshistoricos.com/c-cientificos/niels-bohr/
https://elfisicoloco.blogspot.com/2013/03/principio-de-dualidad-onda-corpusculo.html
https://www.timetoast.com/timelines/modelos-atomicos-2a7d05fb-620d-477c-abc0-bf787e82a02d
https://www.meteorologiaenred.com/biografia-de-heisenberg.html
https://heavy.com/news/2016/02/dmitri-mendeleev-google-doodle-182nd-birthday-bio-photos-pictures-biography-facts-periodic-table/
https://www.mentesliberadas.com/tabla-periodica-elementos-quimicos/
https://sciencenotes.org/pauli-exclusion-principle/
https://prodesma.blogspot.com/2021/01/que-es-el-diagrama-de-moeller.html
https://www.principiode.com/principio-de-maxima-multiplicidad/
https://es-static.z-dn.net/files/d22/d372d6c6ffc3f201283f4ff83a3879b1.jpg
https://www.lifeder.com/radio-atomico/
https://www.slideserve.com/mauli/tabla-peri-dica-moderna
https://www.renovablesverdes.com/energia-de-ionizacion/
https://cursoparalaunam.com/afinidad-electronica
https://aprendetodoslosdias2014.blogspot.com/2014/08/electronegatividad.html
https://informacionimagenes.net/tabla-periodica-de-los-elementos/
https://tallerdequimicaalexandra.blogspot.com/2014/08/enlace-quimico_18.html
https://vadeportfolios.blogspot.com/2021/03/estructura-de-lewis-nacl.html
https://www.alamy.com/stock-photo-born-haber-cycle-calculation-of-ionic-crystal-lattice-energy-116479788.html
https://www.quimitube.com/videos/calculo-de-la-energia-reticular-a-partir-de-la-ecuacion-de-born-lande/ecuacion-de-born-lande/
https://nuevaescuelamexicana.org/compuesto-ionico/
https://www.unprofesor.com/quimica/que-es-un-enlace-ionico-y-sus-caracteristicas-5539.html
https://concepto.de/enlace-covalente/
https://slideplayer.es/slide/6002498/
https://i.ytimg.com/vi/AGfBdj6jpnQ/maxresdefault.jpg
https://slideplayer.es/slide/13376866/80/images/4/ENLACES+SIGMA+Y+PI+Enlaces+sigma+(%CF%83)+Enlaces+pi+(%CF%80)+Enlace+s+Enlace+p.jpg
https://fisicaxquimica.blogspot.com/2019/12/ejercicios-resueltos-hibridacion.html
https://quimicaencasa.com/solidos-covalentes/
https://escolakids.uol.com.br/ciencias/a-agua.htm

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Portfolio qumica 2b bachillerato

Hecho por Ismael gata sánchez

Bloque 1: Enlace químico y estructura de la materia

Tema 1: Estructura atómica

1. La evolución del modelo atómico:

¿QUE VAMOS A VER?:

Modelo atómico de Dalton:

1.0

postulados de Dalton:

1.1

Modelo atómico de Thomson:

1.2

Modelo atómico de rutherford:

1.3

Tema 1: Estructura atómica

2. Bases físicas para un nuevo modelo atómico:

Teoría fotónica de Planck:

2.0

2.0

Ejercicio para repasar Planck

Para asentar la teoria fotonica de Planck vamos a practicar un ejercicio:

ESPECTROS ATOMICOS Y ECUACION DE RYDBERG:

2.1

2.1

Ejercicio para repasar la ecuacion de rydberg:

Para asentar la ecuacion de Rydberg vamos a practicar un ejercicio:

El efecto fotolectro(einstein):

2.2

2.2

Ejercicio para repasar EL EFECTO FOTOELECTRICO:

Para asentar el efecto fotoelectrico vamos a practicar un ejercicio:

Tema 1: Estructura atómica

3. El modelo átomico de Bohr:

El modelo atomico de bohr:

3.0

postulados de bohr:

3.1

Tema 1: Estructura atómica

4. Limitaciones del modelo de Bohr:

Problemas del modelo atomico de bohr:

4.0

Tema 1: Estructura atómica

5. Los modelos mecano-cuanticos:

Dualidad de onda-corpúsculo:

5.0

principio de incertidumbre de heisenberg:

5.1

La ecuacion de onda de schrÖdinguer:

5.2

Cambios de los modelos mecano-cuanticos a los clasicos:

5.3

orbitales atomicos:

5.4

los numeros cuanticos:

5.5

5.5

Ejercicios para repasar los numeros cuanticos:

Para saber como se hacen los ejercicios de los numeros cuanticos, vamos a practicar un par de ejercicios

5.5.1

Ejercicios para repasar los numeros cuanticos:

Para saber como se hacen los ejercicios de los numeros cuanticos, vamos a practicar un par de ejercicios

Tema 2: tabla periodica y propiedades de los átomos

1. Origen de la tabla periodica: