El enlace-quimico
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Like this? Share it with your network

Share

El enlace-quimico

  • 12,576 views
Uploaded on

Simple, sencillo y muy práctico para los estudiantes de Bachiller ^^

Simple, sencillo y muy práctico para los estudiantes de Bachiller ^^

  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
No Downloads

Views

Total Views
12,576
On Slideshare
12,357
From Embeds
219
Number of Embeds
10

Actions

Shares
Downloads
162
Comments
0
Likes
3

Embeds 219

http://cienciasmarcotulio.blogspot.com 163
http://www.cienciasmarcotulio.blogspot.com 27
http://luara24.blogspot.com 9
http://cienciasmarcotulio.blogspot.mx 6
http://luara24.blogspot.com.br 6
http://www.luara24.blogspot.com.br 3
http://cienciasmarcotulio.blogspot.com.ar 2
http://luara24.blogspot.mx 1
http://luara24.blogspot.com.es 1
http://cienciasmarcotulio.blogspot.com.es 1

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. EL ENLACE QUÍMICO
  • 2. Planteamiento del problema
    • La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.
    • ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?
  • 3. Planteamiento del problema
    • ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na 2 Cl?
    • ¿Por qué la molécula de CO 2 es lineal y la del H 2 O es angular?
    • ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?
    • ¿Por qué el SiO 2 (sílice) es una de las sustancias más duras que existen y el CO 2 es un gas?
  • 4. El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias: ↑ ↑ ↓↓ ↓↓ (sólido) ↓↓ (líquido) ↑ Conductividad eléctrica ↓↓ ↓ ↓↓ ↑ ↑ ↓↓ Solubilidad en agua otro disolvente ↑ * ↓↓ * ↑ T fusión T ebullición METÁLICA COVALENTE IÓNICA Sustancia
  • 5. Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.
  • 6. Els elements El sistema periòdic que consta de DIVUIT GRUPS SET PERIODES i conté METALLS NO-METALLS SEMIMETALLS GASOS NOBLES S’ordenen Estan formats per ÀTOMS Que s’uneixen per mitjà de ENLLAÇ IÒNIC En què es formen CRISTALLS IÒNICS MOLÈCULES CRISTALLS MOLECULARS ENLLAÇ COVALENT ENLLAÇ METÀL·LIC En què es formen En què es formen CRISTALLS METÀL·LICS CRISTALLS COVALENTS o ATÒMICS
  • 7. Una primera aproximación para interpretar el enlace
    • A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la
    • del gas noble más próximo
    • REGLA DEL OCTETO
  • 8. Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto
    • Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones.
    • No metales: alta electronegatividad, Tienden a coger electrones
  • 9. Según el tipo de átomos que se unen:
    • Metal–No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones):E. IÓNICO
    • No metal–No metal: comparten electrones: E. COVALENTE
    • Metal–Metal: ambos ceden electrones (sólo cationes), electrones comunitarios, electrones libres: E. METÁLICO
  • 10. Tipos de enlace entre átomos
    • Iónico
    • Metálico
    • Covalente
  • 11. Enlace iónico
    • El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal .
    • Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).
    • Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.
  • 12. “ Molécula” de NaCl                                                                                                                    Diagramas de Lewis : sólo figuran los electrones del último nivel (de valencia) 1+ 1-
  • 13. ENLACE IÓNICO Li + Cl - ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA + - - - - - - - - - - Li Cl ANIÓN ION LITIO ION CLORURO - CATIÓN 1- 1+ +
  • 14. Redes iónicas cristalinas NaCl CsCl
  • 15. Propiedades compuestos iónicos
    • Elevados puntos de fusión y ebullición
    • Solubles en agua
    • No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrólisis )
    • Son duros (rayado difícil). No es fácil separar las partículas (iones) enlazadas
    • Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)
  • 16. Solubilidad de las sustancias iónicas en agua O H H O H H Cl 1- Cl 1- Cl 1- Cl 1- Na 1+ Cl 1- Na 1+ Na 1+ Na 1+
  • 17. FRAGILIDAD DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS
  • 18. Enlace metálico
    • Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo o distinto elemento metálico (electronegatividad baja).
    • Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “ resto metálico ”.
    • Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, DESLOCALIZADOS , que no pertenecen a ningún átomo en particular.
    • Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco, están formadas por moléculas.
  • 19.                                  El modelo del mar o nube de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico Fe  Fe 3+ + 3 e Fe
  • 20. MODELO DEL ENLACE METÁLICO + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
  • 21. Propiedades sustancias metálicas
    • Elevados puntos de fusión y ebullición
    • Insolubles en agua
    • Conducen la electricidad incluso en estado sólido. La conductividad es mayor a bajas temperaturas.
    • Pueden deformarse sin romperse: tenaces, dúctiles (hilables) y maleables (laminables)
  • 22. MALEABILIDAD EN LOS METALES AL GOLPEAR LOS METALES SE FORMAN LÁMINAS + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
  • 23. DUCTILIDAD EN LOS METALES AL ESTIRAR UN METAL SE FORMA UN ALAMBRE + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
  • 24. + + + + + + + - - - - - - - CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA EN UN METAL + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
  • 25. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos . Electrones muy localizados.
  • 26. Diferentes tipos de enlace covalente
    • Enlace covalente normal :
      • Simple
      • Múltiple: doble o triple
    • Polaridad del enlace:
      • Apolar
      • Polar
    • Enlace covalente dativo o coordinado
  • 27. Enlace covalente normal
    • Si se comparten un par de e - : enlace covalente simple
    • Si se comparten dos pares de e - : enlace covalente doble
    • Si se comparten tres pares de e - : enlace covalente triple
  • 28. CARACTER DEL ENLACE QUÍMICO % DE IONICIDAD DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD TIPO DE ENLACE COVALENTE PURO COVALENTE POLAR IONICO MAYOR DE 60% MAYOR DE 1.9 CERO CERO MENOR DE 60 % MENOR DE 1.9 MAYOR DE 0
  • 29. Polaridad del enlace covalente
    • Enlace covalente apolar : entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2 , Cl 2 , N 2 …). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.
    • Enlace covalente polar : entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva ( δ +) y zonas de mayor densidad de carga negativa ( δ -)
  • 30. ENLACE COVALENTE H H O O H H O O
  • 31. Enlace covalente H H O C O O O C O O H H
  • 32. Enlace covalente dativo o coordinado
    • Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo .
    • El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)
  • 33. EJEMPLO DE ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO : IÓN AMONIO NH 4 1+
  • 34. A modo de resumen : Enlaces de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO : enlace covalente doble Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinados o dativos :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙
  • 35.  
  • 36. Cómo se presentan las sustancias covalentes
    • Redes o cristales covalentes o atómicos
    • Moléculas (de pequeñas, con pocos átomos a macromoléculas)
    (MOLÉCULAS: partículas formadas por un conjunto limitado de al menos dos átomos enlazados mediante enlace covalente)
  • 37. Redes covalentes La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper (gran dureza). Los electrones compartidos están muy localizados. Diamante : tetraedros de átomos de carbono Grafito : láminas de átomos de carbono
  • 38. Moléculas
    • Si el enlace es apolar : moléculas apolares (H 2 , O 2 , F 2 …)
    • Si el enlace es polar :
      • Moléculas polares (HCl, H 2 O...) (dipolos permanentes)
      • Moléculas apolares (CO 2 ) (simetría espacial)
  • 39. Enlace polar: Moléculas polares
  • 40. Moléculas apolares con enlaces polares: En el CO 2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar . Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O. O = C = O δ + δ - δ -
  • 41. Propiedades de los compuestos covalentes (moleculares)
    • No conducen la electricidad (no tienen cargas libres)
    • Solubles: moléculas apolares – apolares o polares- polares
    • Insolubles: moléculas polares - apolares
    • Bajos puntos de fusión y ebullición (gases, líquidos o sólidos “blandos”)
    • Fuerzas intermoleculares en el caso de líquidos y sólidos
  • 42. Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals (sustancias moleculares)
    • Fuerzas entre dipolos permanentes
    • Fuerzas de enlace de hidrógeno
    • Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London o de dispersión)
  • 43. Fuerzas entre moléculas polares ( dipolos permanentes ) HCl, HBr, HI… - + + -
  • 44. Enlace o puente de hidrógeno Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas HF H 2 O NH 3
  • 45. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
  • 46. Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida
  • 47.                        PUNTO DE EBULLICIÓN COMPARATIVO DEL AGUA
  • 48. Enlaces de hidrógeno en el ADN Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Interior hidrófobo Esqueleto desoxiribosa fosfato Enlaces de hidrógeno Exterior hidrófilo A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Bases nitrogenadas Repulsión electrostática
  • 49.
    • Fuerzas entre dipolos transitorios o instantáneos ( Fuerzas de London)
    • Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.
  • 50. Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de sustancias no polares explicado por fuerzas de London o de dispersión. Gases nobles Halógenos Hidrocarburos Elect. M a PE ºC Elect. M m PE ºC Elect. M m PE ºC He 2 4 -269 F 2 18 38 -188 CH 4 10 16 -161 Ne 10 20 -246 Cl 2 34 71 -34 C 2 H 6 18 30 -88 Ar 18 40 -186 Br 2 70 160 59 C 3 H 8 26 44 -42 Kr 36 84 -152 I 2 106 254 184 C 4 H 10 34 58 0
  • 51.   MAPA CONCEPTUAL DE ENLACE QUÍMICO
    •  
    •        
  • 52. A modo de resumen: