Enlaces quimicos

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Quimica 4to Parcial

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Enlaces quimicos

  1. 1. ENLACE QUIMICO MODELOS DE ENLANCES E INTERACCIONES INTERMOLECULARES.
  2. 2. INTRODUCCION.  Los elementos forman compuestos con características totalmente diferentes  Na + Cl ---------- NaCl  H + O -------- Agua  Pero, ¿qué mantiene unidas las partículas de estos compuestos?
  3. 3. ENLACE QUIMICO  Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el nombre de enlace químico. Son de carácter eléctrico e intervienen los electrones periféricos (orbitales s y p) en los elementos representativos.
  4. 4.  Para los de transición, los electrones de los orbitales d y para los de transición interna los de los orbitales f.
  5. 5.  Entonces, el enlace químico es la fuerza de unión entre átomos que son de la misma o diferente especie y forman moléculas de elementos o moléculas de compuestos.
  6. 6. CLASIFICACION DEL ENLACE QUIMICO  Puede ser: ATOMICO o MOLECULAR.  A su vez el enlace atómico puede ser:  IONICO.  COVALENTE: Simple, doble triple. Coordinado, polar y no polar.  METALICO.
  7. 7. Enlace molecular puede ser:  Fuerzas de Vander Waals: Dipolo permanente-dipolo permanente, Dipolo inducido-dipolo inducido y dipolo permanente-dipolo inducido.  Puentes de Hidrogeno.
  8. 8. REGLA DEL OCTETO  Fue enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis. Establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr un estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro.
  9. 9.  Por ejemplo al unirse el sodio con el cloro para formar el cloruro de sodio, el sodio tendrá la estructura interna del Neón y el cloro la del Argón.
  10. 10. REPRESENTACION DE ENLACES CON ESTRUCTURA DE LEWIS.  En la estructura de Lewis los electrones de los orbitales externos se representan por medio de cruces o puntos alrededor del átomo central. Estos puntos o cruces solo son ilustrativos.
  11. 11. ENLACE IONICO.  Ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones se convierte en catión y el que acepta en anión. El numero de electrones ganados o perdidos determina la valencia o numero de oxidación del elemento.  La diferencia de electronegatividades entre anión y catión debe de ser mayor o igual a 1.7.
  12. 12.  Al enlace iónico también se le llama electrovalente ya que la fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático.
  13. 13. ENLACE COVALENTE  Se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones. La estructura de Lewis es una herramienta muy útil para representarlos.
  14. 14.  Este tipo de enlace es mas común entre átomos de la misma o semejante especie, o sea, átomos con electronegatividades iguales o ligeramente diferentes. Ejemplo  N - N O – O  C - O
  15. 15. ENLACE COVALENTE SIMPLE.  Se lleva a cabo cuando se comparte un para de electrones entre dos átomos.  Cl - Cl H - H  H - O - H
  16. 16.  La sacarosa (azúcar de mesa), la gasolina y el petróleo crudo, son ejemplos de compuestos covalentes de uso cotidiano.
  17. 17. ENLACE METALICO.  Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los centros de los átomos metálicos y los electrones periféricos, los átomos se encuentran unidos entre si por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.
  18. 18.  Podemos representar a un metal como un enrejado de cationes colocados en los nudos de una red cristalina y sumergidos en un mar de electrones.
  19. 19.  En el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, contrario al enlace covalente en donde los electrones están situados en una posición rígida.
  20. 20.  Debido a la gran movilidad de los electrones de valencia, los metales son buenos conductores del calor y la electricidad y esto explica también su ductilidad y maleabilidad.
  21. 21. EJEMPLOS DE ENLACES C0VALENTES:  Covalente Simple: H – H H – O – H  Covalente Doble: O = O O = C = O  Covalente Triple: N N H – C C - H
  22. 22. ENLACE COVALENTE COORDINADO  Se lleva acabo cuando dos átomos comparten un par de electrones pero solo lo aporta un solo átomo, por ejemplo el acido sulfúrico.
  23. 23. ENLACE COVALENTE POLAR  Se lleva a cabo cuando los átomos que se unen tienen electronegatividades diferentes, lo que da por resultado una molécula polar, es decir con un polo positivo y otro polo negativo. Por ejemplo el HCl.  NOTA: La diferencia de electronegatividades debe de ser menor de 1.7.
  24. 24. ENLACE COVALENTE NO POLAR  Los átomos que se unen tienen electronegatividades iguales.  Por lo tanto la diferencia de electronegatividades es igual a cero.  Ejemplo la molécula de Flúor.
  25. 25. ENLACES MOLECULARES.  1.- Fuerzas de Van der Waals: Son débiles atracciones electrostáticas entre moléculas. Es el enlace mas débil de todos, se llama también Residual o de Polarización.
  26. 26.  A) Dipolo permanente-dipolo permanente: Se lleva a cabo entre moléculas polares (tienen un polo positivo y uno negativo). El positivo se deriva del núcleo de los átomos y el negativo de los electrones. Ej. NaCl.
  27. 27.  B) Dipolo inducido-dipolo inducido: Se lleva acabo entre moléculas no polares pero que instantáneamente son inducidas a formar polos.
  28. 28.  C) Dipolo permanente-dipolo inducido: se lleva a cabo entre una molécula polar y una no polar.
  29. 29. PUENTES DE HIDROGENO  Se lleva a cabo entre moléculas que contienen hidrogeno y un elemento muy electronegativo. El H de la molécula se une a dicho elemento de otra. Ejemplo el agua y el ácido fluorhídrico.

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