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Enlaces Químicos

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  1. 1. TABLA PERIÓDICA – PROPIEDADES PERIÓDICAS Configuración Electrónica (C.E.) Fundamentos para entender ¿Cómo se forman las moléculas y los compuestos? Propiedades Periódicas.d ocx
  2. 2. Explicación propuesta por Gilbert Lewis: “Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.” “Los átomos transfieren o comparten electrones”. (R. del Octeto.) “Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas.” “Se consideran sobre todo los electrones de valencia.” ¿Cómo se representan?
  3. 3. ENLACES QUÍMICOS ENLACE IÓNICO Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes; en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico. Ejemplo: CE del gas noble más cercano Otro ejemplo: El enlace entre el Mg y el Cl.
  4. 4. ENLACE COVALENTE El concepto de molécula se remonta al siglo XVII. A principios del siglo xx los químicos empezaron a comprender cómo y por qué se forman las moléculas. El primer avance importante surgió con la proposición de Gilbert Lewis de que “la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones.” Describió la formación de un enlace químico en el hidrógeno como: H· + ·H H:H
  5. 5. ENLACE COVALENTE Enlace en el que uno o más pares de electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Sólo participan los electrones de valencia. Ejemplo para la molécula de F2. ¿Qué tipo de enlaces se presentan en el CH4 y en el HCl? ¿En qué se diferencian?
  6. 6. Electronegatividad y Tipo de Enlace Comprobemos lo aprendido!!! Clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalentes polares o covalentes puros: a) el enlace en HCI, b) el enlace en KF y e) el enlace CC en H3CCH3.
  7. 7. Propiedades de los compuestos Iónicos y Covalentes Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza. En los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción. Una de ellas es la que mantiene unidos a los átomos de una molécula. (Medida cuantitativa de esta atracción: la energía de enlace). La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes.
  8. 8. Resumen: Diferencias entre propiedades físicas de compuestos iónicos y covalentes
  9. 9. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares Fuerzas de atracción que hacen que las moléculas se asocien en los sólidos y líquidos:  Interacciones dipolo-dipolo de las moléculas polares.  Fuerzas de Van der Waals: dipolo–dipolo inducido y las fuerzas de London  «Enlaces por puentes de hidrógeno» que unen a aquellas moléculas que tienen grupos como -OH o - NH.
  10. 10. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares  Fuerzas dipolo-dipolo Generalmente son fuerzas intermoleculares de atracción, formándose por la atracción de los extremos positivo y negativo de los dipolos de moléculas polares. Las moléculas polares están orientadas predominantemente de tal forma que el polo positivo de una molécula se aproxima al polo negativo de otra. Ésta es la disposición de más baja energía y la fuerza resultante total es de atracción. Esta atracción puede desaparecer cuando el líquido se evapora. Por ello, los calores de vaporización son grandes y los puntos de ebullición altos en los compuestos muy polares. Ejemplo: CH3Cl
  11. 11. Fuerzas dipolo-dipolo Ejemplo: CH3Cl
  12. 12. Van der Waals Dipolo – Dipolo inducido Se induce un pequeño momento dipolar temporal cuando una molécula se aproxima a otra molécula en la que los electrones están ligeramente desplazados de una disposición simétrica. Al aproximarse las moléculas, los electrones se desplazan ligeramente, dando lugar a una interacción dipolo- dipolo de atracción. Estos dipolos temporales duran sólo una fracción de segundo y cambian constantemente. Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un dipolo inducido porque la separación de sus cargas positiva y negativa se debe a la proximidad de un ion o una molécula polar.
  13. 13. Dipolo – Dipolo inducido La hidratación, es un ejemplo de interacción ion-dipolo.
  14. 14. Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de London  El tetracloruro de carbono CCl4 tiene un área de superficie molecular mayor que el del cloroformo, CH3Cl (un átomo de cloro es más grande que un átomo de hidrógeno), por lo que las atracciones intermoleculares de Van der Waals entre las moléculas de tetracloruro de carbono son más fuertes que las que hay entre las moléculas de cloroformo CH3Cl.  Se pueden ver los efectos de las fuerzas de London en la variación de los valores de los puntos de ebullición de los hidrocarburos saturados. Si se comparan los puntos de ebullición de varios isómeros diferentes, los isómeros con áreas superficiales mayores (y con mayor posibilidad de sufrir atracción por fuerzas de London) tienen puntos de ebullición más altos.
  15. 15. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares ¿Cómo influyen las fuerzas de London?
  16. 16. Enlace Puente de Hidrógeno Es un tipo particular de atracción intermolecular fuerte. Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N-H, O-H o P-H, y un átomo electronegativo de O, N o F. Esta interacción se escribe como: A-H ····B o A-H ··· A A y B representan O, N o F; A-H es una molécula o parte de una molécula, y B es parte de otra molécula. Los puentes de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares
  17. 17. Representación del Enlace Puente de Hidrógeno. Ejemplos
  18. 18. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares Enlace Puente de Hidrógeno La fuerza de un puente de hidrógeno es determinada por la interacción coulómbica entre el par libre de electrones del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno.
  19. 19. Para verificar lo aprendido… 1.- Predigan qué tipo de enlaces se establecerán entre las moléculas de:  H2O  H2O y HCl  H2O y NaCl 2.- ¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar puentes de hidrógeno con el agua?  CH3OCH3, CH4, F-, HCOOH, Na+.
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