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  • 1. Enlaces químicos e interacciones intermoleculares <br />
  • 2. ENLACE QUÍMICO <br />Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica. <br />
  • 3. REGLA DEL OCTETO <br />La tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble.<br />
  • 4. ESTRUCTURA DE LEWIS<br />Representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una moléculay los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos. <br />
  • 5. FORMULAS UTILIZADAS EN LOS ENLACES QUIMICOS <br />
  • 6. FORMULA MOLECULAR O CONDENSADA <br />Indica la clase y el numero de átomos que constituyen la molécula de un compuesto.<br />ACIDO NÍTRICO HNO₃ <br />DICROMATO DE POTASIO K₂Cr₂O₇<br />ACIDO SULFURICO H₂SO₄<br />ACIDO CLORHIDRICO HCL<br />HIDROXIDO DE CALCIO Ca(OH)₂<br />
  • 7. FORMULA SEMIDESARROLLDA <br />La fórmula semidesarrollada muestra todos los átomos que forman una molécula covalente, y los enlaces entre átomos de carbono. Una fórmula semidesarrollada es una simplificación de una fórmula desarrollada, en la cual no se representan los enlaces carbono-hidrógeno. <br />Por ejemplo, el octano tiene como fórmula molecular C8H18 :<br />Fórmula semidesarrollada :<br />CH3 − CH2 − CH2 − CH2 − CH2 − CH2 − CH2 − CH3<br />
  • 8. FORMULA DESARROLLADA O GRAFICA<br />Una fórmula desarrollada es un tipo de fórmula química en la que aparecen todos los átomos que forman la molécula y los enlaces entre ellos. Sólo es válida para compuestos covalentes; no para sustancias iónicas.<br />El propano C3H8 :<br />H HH<br />l ll<br />H-C-C-C-H<br />lll<br />H HH<br />
  • 9. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA<br />Esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema.<br />
  • 10. TEORÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES<br />La teoría de los orbitales molecularesusa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. <br />
  • 11. COMPARACIÓN DE LAS TEORÍAS DEL ENLACE DE VALENCIA Y DE LOS ORBITALES MOLECULARES<br />En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia física. <br />
  • 12. TIPOS DE ENLACES QUIMICOS <br />
  • 13. ENLACE COVALENTE<br />Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.<br />los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.<br />
  • 14. GEOMETRIA MOLECULAR Y POLARIDAD<br />La Geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición tri-dimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica.<br />
  • 15. ENLACE COVALENTE POLAR <br />Cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina enlace covalente polar .<br />
  • 16. ENLACE COVALENTE COORDINADO<br />Es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares.<br />
  • 17. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES<br /><ul><li>Moléculas que existen en los tres estados físicos de agregación de la masa.
  • 18. Gran actividad química.
  • 19. Solubles en disolventes polares.
  • 20. En disolución acuosa son conductores de la electricidad.
  • 21. Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero mas altos que las sustancias no polares.</li></li></ul><li>ENLACE COVALENTE NO POLAR, PURO U HOMOPOLAR<br />Cuando dos electrones de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividad es cero.<br />
  • 22. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES NO POLARES<br /><ul><li>Moléculas verdaderas y diatónicas.
  • 23. Actividad química media.
  • 24. Baja solubilidad en agua.
  • 25. No conduce el calor o la electricidad.
  • 26. Son sustancias muy gaseosas o muy volátiles
  • 27. Estado gaseoso, aunque puedan existir como sólidos o líquidos.</li></li></ul><li>ENLACE IÓNICO<br />Aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.. El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.<br />
  • 28. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS QUE PRESENTA EL ENLACE IONICO<br /><ul><li>Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
  • 29. Fundido o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica.
  • 30. Son solubles en disolventes polares.
  • 31. En solución son químicamente activos.
  • 32. La forma del cristal es geométrica (cubica, rómbica, hexagonal)</li></li></ul><li>ENLACE DE UNO Y TRES ELECTRONES<br />Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama &quot;medios enlaces&quot;.<br />
  • 33. ENLACES FLEXIONADOS<br />Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.<br />
  • 34. ENLACES 3C-2E Y 3C-4E<br />En el enlace de tres centros y dos electrones (&quot;3c-2e&quot;), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.<br />
  • 35. ENLACE AROMÁTICO<br />En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.<br />
  • 36. Teorías que explican el enlace metálico <br />
  • 37. TEORÍA DEL MAR DE ELECTRONES <br />La aproximación es aceptable para describir el enlace en sólidos metálicos así como para explicar las propiedades que presentan estos compuestos como el brillo, la maleabilidad y las conductividades térmicas y eléctricas. Todas estas propiedades son el resultado de la contribución de los electrones de cada átomo en la formación de un &quot;mar de electrones&quot;. El brillo y las propiedades eléctricas derivan de la movilidad que poseen dichos electrones.<br />
  • 38. TEORÍA DE BANDAS <br />Teoría según la cual se describe la estructura electrónica de un material como una estructura de bandas electrónicas, o simplemente estructura de bandas de energía. La teoría se basa en el hecho de que en una molécula los orbitales de un átomo se solapan produciendo un número discreto de orbitales moleculares.<br />
  • 39. ENLACE METÁLICO<br />En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.<br />
  • 40. LOS ELECTRONES LIBRES Y LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN<br />Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo perteneciente a una sustancia que se encuentra en estado gaseoso.La reacción puede expresarse de la siguiente forma:<br />Siendo A(g) los átomos neutros de una sustancia elemental en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y un electrón.<br />Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.<br />
  • 41. CARACTERÍSTICAS QUE SE DERIVAN EL ENLACE METÁLICO<br /><ul><li>Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
  • 42. Las conductividades térmicas y eléctricas de los metales son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia menor).
  • 43. Presentan brillo metálico.
  • 44. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura).
  • 45. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
  • 46. Pueden perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.</li></li></ul><li>ENLACE INTERMOLECULAR<br />Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.<br />
  • 47. DIPOLO PERMANENTE A DIPOLO PERMANENTE<br />Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.<br />
  • 48. ENLACE DE HIDRÓGENO<br />En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explicar el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.<br />
  • 49. CARACTERÍSTICAS FÍSICAS Y QUÍMICAS DEL AGUA<br />Características Físicas Del Agua<br /> 1)Estado físico: sólida, liquida y gaseosa2) Color: incolora3) Sabor: insípida4) Olor: inodoro5) Densidad: 1 g./c.c. a 4°C6) Punto de congelación: 0°C7) Punto de ebullición: 100°C8) Presión critica: 217,5 atm.9) Temperatura critica: 374°C<br />Características químicas del agua<br /> 1)Reacciona con los óxidos ácidos2)Reacciona con los óxidos básicos3)Reacciona con los metales4)Reacciona con los no metales5)Se une en las sales formando hidratos<br />
  • 50. CARACTERÍSTICAS DE LAS MOLÉCULAS QUE PRESENTAN LOS PUENTES DE HIDROGENO<br />En el agua los puentes de hidrógeno le dan muchas características como elevado punto de ebullición, también hace que el agua aumente su volumen al congelarse o pasar al estado sólido. La elevada tensión superficial y la fuerza de cohesión entre las moléculas del agua se debe a los puentes de hidrógeno.<br />
  • 51. DIPOLO INSTANTÁNEO A DIPOLO INDUCIDO<br />Son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro.<br />
  • 52. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO<br />La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostáticaentre el extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.<br />Las fuerzas electrostáticas entre dos iones disminuyen de acuerdo con un factor 1/d2 a medida que aumenta su separación d. En cambio, las fuerzas dipolo dipolo varían según 1/d3 (d elevado a la tercera potencia) y sólo son eficaces a distancias muy cortas; además son fuerzas más débiles que en el caso ion-ion porque q+ y q- representan cargas parciales.<br />
  • 53. FUERZAS DE DISPERSIÓN O FUERZAS DE LONDON<br />Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes.<br />Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido. <br />
  • 54. Interacción pi-catión<br />La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva.<br />

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