Programa para hacer estructuras de lewis

El ciclo de Born- Haber es un ciclo termodinámico q relaciona diversas energías relacionadas con la formación de un cristal iónico, se basa en la ley de la conservación de la energía y se utiliza para calcular alguna de estas energías cuya medición experimental es difícil (normal/ las afinidades electrónicas)

Energía reticular: La E reticular varía LiF>NaF>KF suponiendo que cristalizan en el mismo tipo de red y la carga de iones es la misma en todos los casos, y puesto que el tamaño del anión es el mismo sólo encontramos la diferencia en el tamaño del catión. Por lo tanto, la E reticular es menor cuanto ,mayor es el radio del catión debido a la separación de las cargas eléctricas

La Tª de fusión: es mayor cuanto mayor es la E reticular ya que necesitamos una mayor energía para separar los iones entre sí y romper la red cristalina, por lo tanto el orden de la Tª de fusión es LiF>NaF>KF

La teoría de Lewis: La teoría de Lewis no da información sobre la forma de la molécula. La teoría de Lewis explica la uníón entre elementos no metálicos mediante la compartición de electrones. Una forma de representar este concepto son las llamas estructuras de lewis, donse se tiene en cuenta los electrones aportados de cada átomos (solo los de la capa de Valencia) y a partir de ellos razonar cuantos pares electrónicos formaran enlaces (atendiendo la regla del octeto y teniendo en cuenta las excepciones)y cuantos serán pares libres. Para las estructuras de lewis deben hacerse las configuraciones electrónicas para calcular los pares de electrones disponibles. Al menos "debe gastarse" un par enlazante para unir todos los átomos) Las excepciones debido a su pequeño tamaño son: Hidrógeno: SE CONFORMA CON DOS ELECTRONES Berilio: 4 ELECTRONES Boro: 6ELECTRONES. También son capaces algunos elementos del tercer periodo que son capaces de rodearse de mas de 8 elec. (debido al concepto de carga formal)

La TRPECV se bsas en predecir la geometría electrónica que existe alrededor del átomo central en función del numero de pares de electrones que lo rodean. La geometría molecular bendra dada por la geometría electrónica y el numero de átomos periféricos. Para establecer la geometría es necesario contar el numero de direcciones electrónicas que pueden ser de varios tipos: 1) pares enlazantes (simples, dobles o triples) 2) pares libres o solitarios nº enlaces ÁNGULO Geometría electrónica NOMBRE1 180º        -X- lineal2 120º

triangular plana3 109º

tetraetrica

Polaridad: para discutir la polaridad de una molécula es necesario tener en cuenta la polaridad de los enlaces que lo forman y la disposición espacila de dichos enlaces. Polaridad de enlace: un enlace será polar cuando una a átomos con diferente electronegatividad y apolar en caso contrario, la polaridad se cuantifica con una magnitud llamada momento dipolar (μt) si es apolar μ=0 si es polar μ≠0.

Polaridad molécula: A veces una molécula puede ser apolar aunque presente enlaces polares. Esto ocurre cuando la geometría electrónica no coincide con la geometría molecular o cuando no todos los circundantes son iguales. CH4 apolar el NH3 polar.

Teoría de enlace Valencia: Explica la formación de enlaces mediante el solapamiento de orbitales atómicos que tengan electrones desapareados . Los solapamientos pueder ser de dos tipos: 1) tipo sigma(σ) el solapamiento se encuentra en el eje internuclear . Siempre existe uno y es el mas fuerte. ∞∞, &ómicron;&ómicron;, &ómicron;∞

2) Tipo Piπ El solapamiento cae alrededor del eje internuclear. Es mas débil y siempre refuerza a un enlace sigma. Se da entre dos orbitales PX, pY, teniento en cuenta el orbital z

La hibidración este concepto supone que los orbitales atómicos de la ultima capa del átomo central van a sufrir saltos electrónicos para obtener el máximo numero de electrones desapareados y ademas van a mezclarse para dar lugar a una serie de orbitales híbridos que presentan las siguientes características: Se obtienen el mismo numero de orbitales híbridos que orbitales atómicos inciales. - todos los OH tienen la misma forma y energía - los OH se disponen de manera que estén los mas alejados posibles entre ellos.Tipos de hibridación: SP :180º SP² : 120º SP³ 109,5º NH3: piramidal triangular

Fuerzas intermoleculares: son aquellas que mantienen unidas a las distintas moléculas y tienen un origen electroestático. Son mucho mas débiles que los enlaces iónicos, covalente y metálicos, pero igualmente importantes ya que explican propiedades de estas sustancias moleculares. Existen tres tipos. 1) DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE: se da entre moléculas polares cuando se aproximan los polos opuestos de distintas moléculas. Un tipo especial de esta interacion es el puente de hidrógeno que se da cuando la molécula tienen átomos de hidrógeno unido a átomos muy electronegativos y pequeñios ( h2, amoniaco , HF, HCl) 2) DIPOLO PERMANENTE- DIPOLO INDUCIDO: Se da cuando una molécula polar produce una deformación de la nube eletronica de una molécula apolar que solo dura mientras estén cercanas. 3) DIPOLO INSTANTÁNEO- DIPOLO INDUCIDO