ENLACE QUIMICO

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ENLACE QUIMICO

  1. 1. ENLACE QUIMICO<br />
  2. 2. Compuestos Iónicos.- Se producen cuando los elementos presentan<br />cambios químicos, existen formas ilimitadas bajo Las cuales se pueden<br />combinar los elementos<br />Ejemplo:<br /> Na + Cl NaCl<br />Sodio (Metal) Cloro (No metal) Cloruro de sodio (Compuesto iónico)<br />La Mayoría de las combinaciones de metales y no metales producen<br />compuestos iónicos.<br />Existen dos tipos de compuestos iónicos, los sencillos y los binarios <br />como son el NaCl, MgI2, CaS y KBr<br />Compuestos Isoelectrónicos.- son aquellos donde 2 o mas especies <br />Tienen la misma configuración electrónica<br />Electronegatividad.- es la medida de la capacidad de un átomo para<br />atraer electrones de un enlace químico<br />
  3. 3. ¿Cuáles son elementos mas electronegativos?<br />Flúor (4.0), Oxigeno (3.5), Cloro (3.0)<br />En la T.P Aumenta la electronegatividad de izquierda a derecha<br />En la T.P Dismimuye la electronegatividad de arriba hacia abajo<br />Enlace Químico<br />El enlace químico es el proceso por el cual se unen átomos iguales o<br /> diferentes para formar moléculas o compuestos.<br />Solamente los gases nobles y los metales en estado de vapor existen<br /> como átomos aislados. Por lo general los átomos se enlazan para<br /> formar moléculas de cuerpos simples o compuestos.<br />El enlace químico se da en la capas externas de los átomos<br />(electrones de valencia)<br />¿Por qué se enlazan los átomos? Los átomos se enlazan para<br /> buscar el estado más estable posible.<br />¿Cómo es el estado más estable de los átomos? Los gases nobles<br />son estables por naturaleza, motivo por el cual no reaccionan y<br />Siempre permanecen aislados.<br />
  4. 4. La Regla del Octeto<br />“Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten<br />electrones de tal forma, que la capa más externa de cada átomo contenga<br />ocho electrones, y así adquiera la estructura<br /> electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”<br />Algunos átomos ceden electrones para cumplir la regla del octeto<br />El sodio ilustra este caso:<br /> 1s2 – 2s2– 2p 6 – 3s1 1s2 – 2s2– 2p 6 + 1e-<br />Átomo de sodio Na° Ion sodio Na+<br />El átomo de sodio cede un electrón y se transforma en ión sodio. Este<br />último presenta la misma estructura electrónica del neón.<br />Otros elementos ganan electrones para ubicar en su último nivel ocho<br />electrones.<br />El cloro es un ejemplo:<br />1s2 – 2s2– 2p 6 – 3s2 - 3p5 + 1e- 1s2 – 2s2– 2p 6 - 3s2 - 3p 6<br />Átomo de cloro Cl° Ion cloro Cl-<br />El cloro gana un electrón y consigue estabilidad adquiriendo la<br />estructura del argón.<br />
  5. 5. La capa de valencia<br />Es la capa más externa de cualquier átomo, y se llaman electrones de<br />valencia a los electrones situados en ella.<br />El comportamiento de un átomo depende fundamentalmente del<br />número de electrones presentes en su capa de valencia. O cuando dos<br />o más elementos químicos tienen el mismo número de electrones en<br />su capa de valencia, sus maneras de reaccionar o enlazarse son muy<br />parecidas.<br />La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica del otro.<br />Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.<br />Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.<br />
  6. 6. Estructuras de Lewis<br />Los electrones de la capa de valencia (última capa) de un átomo se pueden representar por medio de puntos o asteriscos, uno para cada electrón, alrededor del símbolo del elemento, así:<br />Estas representaciones se llaman estructuras de Lewis y sirven como herramienta para ilustrar los enlaces químicos. <br />
  7. 7. Para saber los electrones de valencia es importante fijarse en los<br />grupos IA, IIA, IIIA hasta el grupo VIIA, ejemplo:<br />El Li tiene un electrón, el Mg tiene2 electrones en su ultima capa por lo<br />tanto le corresponderá dos puntos. <br />TIPOS DE ENLACES<br />En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes<br />casos:<br />Enlace iónico, si hay atracción electrostática. <br />Enlace covalente, si comparten los electrones (E. covalente no polar y E. covalente polar). <br />Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. <br />Enlace metálico, son los electrones de valencia que pertenece en común a todos los átomos. <br />
  8. 8. Enlace iónico o electrovalente<br />Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La transferencia se produce por la gran diferencia de electronegatividad entre los átomos:<br />0,9 3,5 Transferencia de electrones Atracción electrostática<br />Electronegatividades<br />Diferencia de electronegatividad = 3,5 - 0,9 = 2,1<br />Enlace iónico se produce generalmente cuando la diferencia de electronegatividad es igual o mayor que 1,7 ó que el porcentaje de carácter iónico es mayor que 50 %.<br />
  9. 9. Enlace covalente<br />Este tipo de enlace se caracteriza por la compartición de electrones<br />de valencia de los átomos. Son de dos tipos E. covalente no polar y<br />E. covalente polar<br />Existen enlaces covalentes sencillos y múltiples (Doble y triple)<br />Todos los enlaces tienen por lo menos cierto grado de carácter iónico<br /> Enlace covalente <br />
  10. 10. Enlace covalente apolar o no polar<br />El par de electrones no tiende a ninguno de los átomos; es decir es compartido democráticamente. Este tipo de enlace se origina entre los átomos de igual electronegatividad, por lo tanto no hay fuerza de atracción mayor hacia el par de electrones compartidos.<br /> El par de electrones se halla a la misma distancia de ambos<br />
  11. 11. Enlace covalente polar<br /> El par de electrones tiende o esta mas cerca de uno de los átomos (al de mayor electronegatividad), que trae como consecuencia la formación de polos(), sin que se llegue a formar iones (ganancia o perdida de electrones). La diferencia de electronegatividad es menor de 1,6 y mayor que 0<br />El par de electrones esta más cerca al cloro<br />
  12. 12. Enlace covalente coordinado<br />El par de electrones del enlace es aportado solamente por uno de los<br />átomos.<br /> Enlace covalente coordinado <br />
  13. 13. Enlace Metálico<br />Los átomos de un metal tienen la tendencia a ceder <br />electrones y formar iones positivos, por eso es que en estos<br />elementos no encontramos propiamente átomos sino iones<br />positivos.<br />Los iones no se repelen porque son neutralizados por una<br />nube de electrones llamados electrones libres, éstos al<br /> desplazarse generan el fluido eléctrico o corriente eléctrica.<br />Átomos que han perdido electrones Electrones en movimiento o fluido eléctrico<br />
  14. 14. Diferencias entre compuestos:<br />Compuestos iónicos o Electrovalentes:<br />1.-son Sólidos con puntos de fusión altos (Por lo general + de 400 °C)<br />2.-Muchos son solubles en disolventes polares (H2O)<br />3.-La mayoría son insolubles en disolventes no polares como el hexano<br />4.Los compuestos fundidos y las soluciones acuosas son buenos conductores de la electricidad <br />Compuestos Covalentes<br />1.-son Sólidos, líquidos o gaseosos con puntos de fusión bajos (Por lo<br /> general - de 300 °C)<br />2.-Muchos son solubles en disolventes no polares como el hexano<br />3.-La mayoría son insolubles en disolventes polares <br />4.Los compuestos fundidos y las soluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad, porque no contienen particulas con carga <br />

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