TABLA DE PRACTICA

SUSTANCIA	ESTADO FISICO	PUNTO DE FUSION	PUNTO DE EBULLICION	SOLUBILIDAD AGUA	ALCOHOL	ACETONA		CONDUCTIVIDAD SOLA	SOLUCION	TIPO DE ENLACE
Cloruro de Na	Solido	801 ºC	1465ºC	SI	NO	NO		NO	SI	IONICO
Cloruro de K	Solido	776ºC	1496ºC	SI	NO	NO		NO	SI	IONICO
Cloruro de Mg	Solido	713ºC	-271ºC	NO	SI	NO		NO	SI	IONICO
Cloruro de Ca	Solido	1045 K	1935ºC	SI	NO	NO		NO	SI	IONICO
Cloruro de Cu	Solido	772ºC	422ºC	NO	NO	NO		NO	SI	IONICO
Nitrato de K	Solido	1366ºC	400ºC	NO	SI	SI		NO	SI	IONICO
Nitrato de Na	Solido	334ºC	380ºC	NO	NO	SI		NO	SI	IONICO
Azufre	Solido	308ºC	717,87 K	NO	NO	SI	NO		NO	COVALENTE
Carbono	Solido	3823 K	5100 K	SI	SI	SI	NO		NO	COVALENTE
Azucar	Solido	146ºC	160ºC	SI	NO	NO	NO		NO	IONICO
Talco	Solido	1530ºC		NO	NO	NO	NO		NO	COVALENTE
Alcohol	Liquido	-117ºC	78ºC	SI	SI	SI	NO		NO	COVALENTE
Agua	Liquido	0ºC	100ºC	SI	SI	SI	NO		NO	IONICO

Aceite	Liquido	-5ºC	300ºC	NO	NO	NO	NO	NO	COVALENTE
Acetona	liquido	-94.9ºC	150ºC	SI	NO	SI	NO	NO	COVALENTE

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD

ACTIVIDAD NEGATIVA DE LITIO-CESIO

REPRESENTACION DE LEWIS

La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o ALDA representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

El enlace de los elementos representativos se enfoca principalmente en los electrones de valencia, que son las subcapas s y p externas. El químico norteamericano Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar cómo se transfieren o comparten los electrones en un enlace químico cuando los átomos se unen. Éstos se colocan alrededor del símbolo del elemento. Dado que el enlace de estos elementos entraña el acceso a ocho electrones (cuatro pares), los electrones se representan mediante uno o dos puntos en los cuatro lados del símbolo del elemento. Aunque los electrones de valencia provienen de dos diferentes subcapas (s y p), sólo el número total de estos electrones, es importante para cuestiones de enlace. Así primero es conveniente colocar un electrón en cada lado del símbolo (grupos IA a IVA), y después representar pares de electrones (grupo VA a 0).

Se recomienda seguir los siguientes pasos:

1. Se escribe el símbolo del elemento, que representa el núcleo y todos los electrones excepto aquellos en su último nivel o capa de valencia.

2. Se escribe la configuración electronica del elemento. Se seleccionan los electrones que están en el último nivel energético.

3. Cada "lado" (arriba, abajo, a la izquierda, a la derecha) del símbolo representa un orbital. Es importante recordad qué electrones están pareados y cuáles no lo están. No es importante qué lado representa a qué orbital.

ENLACES

ENLACE COVALENTE  Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.  Enlace Covalente Polar En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción por el par de electrones compartido que el otro átomo. En general, cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina enlace covalente polar. El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente es más negativo que el otro. Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua. Enlace covalente no polar La molécula H2 es un buen ejemplo de tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dosátomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. ENLACE IONICO Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Este enlace también se conoce como salino o electrovalente. Dado que las electronegatividades de los átomos participantes son muy diferentes hay una gran diferencia de electronegatividades, que en promedio es de 1.7 o mayor. El origen del modelo iónico se debe a J.T. Berzelius, quien considero que los átomos poseían unos “polos” eléctricos positivos o negativos y propuso que la fuerza que une a los átomos en una molécula inorgánica o en una radical orgánico era de naturaleza eléctrica.

VIDEO DE ELECTRONEGATIVIDAD

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo hacia arrba y en un periodo aumenta de izquierda a derecha.

La electronegatividad es la capacidad por atraer electrones. La electronegatividad del mismo grupo es de abajo hacia arriba disminuye y del mismo periodo de derecha a izquierda. Para que un elemento sea más electronegativo debe tener un átomo pequeño.

La electropositividad es la facilidad de perder electrones. La electropositividad es lo contrario a la electronegatividad es decir, es lacapacidad de un elemento de ceder electrones o densidad electrónica y por lo tanto, crece en direcciones contrarias a su opuesto, es decir, aumenta al bajar por un grupo y disminuye al avanzar en un período. El Francio (Fr) es el elemento más electropositivo, se considera por lo general al Cesio (Cs) como tal, debido a que el Francio es radiactivo y se descompone fácilmente en otros elementos.

Electronegatividad y Electropositividad dependen de:

* No. e- del último nivel (electrones de valencia)

* Tamaño del átomo