El enlace quimico

7,114
-1

Published on

Published in: Education
0 Comments
1 Like
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total Views
7,114
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
1
Actions
Shares
0
Downloads
52
Comments
0
Likes
1
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

El enlace quimico

  1. 1. Cristian Soto Vidal
  2. 2.  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. 3.  ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl? ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2 O es angular? ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?
  4. 4. Sustancia Electrólito No electrólito Metálica T fusión ↑ ↓↓* ↑* T ebulliciónSolubilidad en ↑ ↓↓ ↓↓ agua otro disolvente ↓↓ ↑ ↓Conductividad (sólido) ↓↓ ↓↓ ↑ eléctrica (líquido) ↑ ↓↓ ↑
  5. 5.  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
  6. 6.  Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones
  7. 7.  Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones) No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones Metal – Metal: ambos ceden electrones
  8. 8. “Diagramas de Lewis”
  9. 9. IónicoMetálicoCovalente
  10. 10.  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.
  11. 11. NaCl CsCl
  12. 12.  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: electrolisis) Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)
  13. 13. Disociación: CuCl2 → Cu+2 + 2 Cl-Reacción anódica: 2 Cl- → Cl2 + 2e-Reacción catódica: Cu+2 + 2e- → Cu
  14. 14.  Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). 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.
  15. 15. FeEl modelo del mar de electrones representa almetal como un conjunto de cationes ocupandolas posiciones fijas de la red, y los electroneslibres moviéndose con facilidad, sin estarconfinados a ningún catión específico
  16. 16.  Elevados puntos de fusión y ebullición Insolubles en agua Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. Pueden deformarse sin romperse
  17. 17. Los compuestos covalentes se originanpor la compar tición de electronesentre átomos no metálicos.Electrones muy localizados.
  18. 18.  Enlace covalente normal:  Simple  Múltiple: doble o triple Polaridad del enlace:  Apolar  Polar Enlace covalente dativo o coordinado
  19. 19.  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
  20. 20.  Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). 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-)
  21. 21.  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)
  22. 22. Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙˙ ˙˙Molécula de SO2: enlace covalentedoble y un enlace covalente ˙˙ :O ← S ═ O:coordinado o dativo ˙˙ ˙˙ ˙˙Molécula de SO3: enlace covalente doble ˙˙ :O ← S ═ O:y dos enlaces covalentes coordinado o ˙˙ ↓ ˙˙dativo :O: ˙˙
  23. 23.  Redes covalentes Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas)
  24. 24. Diamante: tetraedros Grafito: láminas dede átomos de carbono átomos de carbonoLa unión entre átomos que compartenelectrones es muy difícil de romper. Loselectrones compartidos están muy localizados.
  25. 25.  Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…) Si el enlace es polar:  Moléculaspolares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)  Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)
  26. 26. En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sinembargo, la molécula covalente no es polar. Estoes debido a que la molécula presenta unaestructura lineal y se anulan los efectos de losdipolos de los enlaces C-O. δ- δ+ δ- O─C─O
  27. 27.  No conducen la electricidad Solubles: moléculas apolares – apolares Insolubles: moléculas polares - polares Bajos puntos de fusión y ebullición… ¿Fuerzas intermoleculares?
  28. 28.  Fuerzas entre dipolos permanentes Fuerzas de enlace de hidrógeno Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
  29. 29. + - + -
  30. 30. HFH2ONH3
  31. 31. Este tipo de enlace es el responsable dela existencia del agua en estado líquido ysólido. Estructura del hielo y del agua líquida
  32. 32. Esqueleto desoxiribosa Apilamiento de las bases. - fosfato de Enlaces Repul hidrógeno electrostá Bases nitrogenada A: adenina s Exteri G: guanina hidróf C: citosina Interior T: timina hidrófoboEnlaces dehidrógeno
  33. 33. Fuerzas entre dipolos transitorios (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.

×