Teoría de enlace químico
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  • 1. SEXTA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA TEMA: ENLACE QUÍMICO ENLACE QUÍMICO Es la fuerza de unión entre dos átomos de un mismo elemento o de elementos diferentes que desean alcanzar una configuración estable. Cuando los átomos se unen se desprende una cantidad de energía de enlace. Representación gráfica de la formación de un enlace: LIBERACIÓN DE ENERGÍA I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE Es la fuerza de atracción electrostática que se da entre un catión y un anión. Se produce transferencia de electrones. Generalmente se da entre un metal (IA, IIA) y un no metal (VIIA, VIIA) Generalmente se cumple que la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman enlace iónico es elevada (∆EN ≥ 1,9 ) Ejemplo: Cloruro de sodio, NaCl. + A TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS B AB NOTACIÓN DE LEWIS Los diagramas de Lewis constituyen una forma sencilla de representar simbólicamente cómo están distribuidos los electrones de la última capa en un átomo. Para los elementos representativos (grupos A) se cumple: NOTA: El helio (grupo VIIIA) tiene 2 electrones de valencia, por lo que su notación de Lewis es He: REGLA DEL OCTETO Se dice cuando se forma un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico. Ejemplo: Molécula de Cloro Propiedades de los Compuestos Iónicos A condiciones ambientales se encuentran en estado sólido. Posee alta temperatura de fusión Ejemplo: NaCl (Tf = 801°C) Son solubles en agua y en otros solventes polares mediante el proceso de solvatación iónica Al estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero si son buenos conductores cuando están disueltos en agua o cuando están fundidos. Son duros y frágiles por su estructura empaquetada y porque sus iones no se pueden deslizar cuando son sometidos a presión externa. II. ENLACE COVALENTE Es la fuerza de atracción electromagnética que se da generalmente entre átomos no metálicos Se produce compartición de uno o más pares de electrones Generalmente se cumple: 0 ≤ ∆EN ≤ 1,9 Ejemplo: Molécula de hidrógeno, H2 Página | 1
  • 2. “Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático” b) CLASIFICACIÓN DE LOS E. COVALENTES 1. ENLACE COVALENTE NORMAL Cada átomo aporta un electrón para la formación del enlace. Ejemplo: Bromuro de hidrógeno, HBr 2. ENLACE COVALENTE DATIVO O COORDINADO Es cuando sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones para la formación del enlace. El átomo que aporta electrones se llama dador y el otro átomo que acepta electrones es llamado aceptor. Ejemplo: Ión amonio, NH4+1 Enlace Covalente triple Se comparte tres pares de electrones entre los átomos enlazantes. Ejemplo: Molécula de nitrógeno, N2 5. ENLACE COVALENTE POLAR(∆EN ≠ 0) Ocurre entre átomos distintos (compartición no equitativa de electrones) Ejemplo: Molécula de cloruro de hidrógeno, HCI 6. ENLACE COVALENTE APOLAR(∆EN=0) Ocurre entre átomos iguales (compartición equitativa de electrones) Ejemplo: Molécula de bromo, Br2 . 3. ENLACE COVALENTE SIMPLE Se comparte de 1 par de electrones entre los átomos enlazantes. Ejemplo: Molécula de cloro, Cl2 Propiedades de los Compuestos covalentes 4. ENLACE COVALENTE MULTIPLE Este tipo de enlace se da cuando se comparte 2 o más pares de electrones entre los átomos enlazantes. Pueden ser: Son sólidos, líquidos o gaseosos con punto de fusión bajos Los compuestos polares se disuelven en el agua, y los compuestos apolares se disuelven en solventes apolares No conducen la corriente eléctrica ni el calor TIPOS DE MOLÉCULAS a) Enlace Covalente Doble Se comparte de 2 pares de electrones entre los átomos enlazantes. Ejemplo: Molécula de oxígeno, O2 1. MOLÉCULA APOLAR Son aquellas moléculas que presentan una estructura simétrica, puesto que sus centros de cargas positivo y negativo coinciden. Presentan un momento dipolar resultante igual a cero (µ≠0) Ejemplo: Página | 2
  • 3. “Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático” Nota: En las moléculas apolares el átomo central no posee electrones libres; si es diatómico debe de estar formado por átomos iguales 2. MOLÉCULA POLAR Son aquellas moléculas que presentan una estructura asimétrica, puesto que sus centros de cargas positivo y negativo no coinciden. Presentan un momento dipolar resultante diferente de cero (µ≠0) Ejemplo: 2. ENLACE (E.P.H) PUENTE DE HIDRÓGENO Enlace puente de hidrógeno es un tipo de enlace Dipolo – Dipolo muy fuerte. Los enlaces puente de hidrógeno se forman entre las moléculas polares que contienen “H” unidas a elementos de alta electronegatividad como F, O y N. 3. FUERZAS DE LONDON Nota: En las moléculas polares el átomo central posee electrones libres, y si es diatómico debe estar formado por átomos diferentes. FUERZAS INTERMOLECULARES Las fuerzas intermoleculares corresponden a atracciones electrostáticas entre moléculas iguales o diferentes; estos enlaces son más débiles que los enlaces interatómicos o enlaces covalentes que existen dentro de cada molécula. A partir de este tipo de interacciones se pueden explicar a variación de las propiedades de los líquidos como el punto de ebullición, presión de vapor, viscosidad y calor de vaporación. Se relaciona también con algunas propiedades de los sólidos como el punto de fusión y el calor de fusión. Se denominan así en honor al físico-químico Fritz London. También denominadas fuerzas de dispersión; también fuerzas de Van Der Walls. Son fuerzas débiles que permiten la unión de moléculas apolares. Esta atracción entre este tipo de moléculas se produce debido a la aparición de Dipolos instantáneos e inductivos. La fuerza de Londón explica por qué los gases apolares como el O2, N2, H2, etc., pueden licuarse. Nota: Se pueden establecer el siguiente orden respecto a la intensidad de las fuerzan intermoleculares. Enlace Puente de Hidrógeno > Enlace Dipolo – Dipolo > Enlace por Fuerzas London TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES 1. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D-D) Es una fuerza de atracción eléctrica (electrostática) entre los polos opuestos de moléculas polares. En comparación con la fuerza de atracción electrostática del enlace iónico es más débil. Se manifiesta con mayor intensidad a distancia muy cortas. Ejemplo: Profesor: Antonio Huamán Navarrete Lima, Marzo del 2014 Página | 3