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06 enlace qumico

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enlace quimico bach tec 4

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  • 1.
    • Para formar un compuesto dos o mas átomos deben reaccionar mutuamente .
    • En una reacción química solo los electrones de los niveles exteriores interactúan.
    • A los electrones de los niveles exteriores se les llama electrones de valencia.
    • Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar un compuesto. Para formar un enlace se debe cumplir la regla del octeto.
    • regla del octeto se basa en que los átomos que tienen en su ultima orbita (nivel ) ocho electrones son mas estables. De manera que todos los átomos tienden a tener ocho electrones en su última orbita.
  • 2. Diferencia de electronegatividad tipos de Enlace Igual a 0 Covalente puro De 0.5 a 1.7 Covalente polar Mayor que 1.7 Ionico ir a
  • 3.
    • Enlace ionico.
    • Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de 1.7 ó mayor.
    • Un atomo cede uno o mas electrones y el otro acepta uno o mas electrones.
    • Atracción. Se forma un ion positivo y y un ion negativo que se unen por atracción electromagnetica.
    • Ejemplo cloruro de sodio.
  • 4.
    • Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:
    • Forman redes cristalinas separadas entre sí.
    • Altos puntos de fusión.
    • Están formados por metales y no metales.
    • Son solubles en disolventes polares.
    • Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
    • En estado sólido no conducen la electricidad.
  • 5. Enlace covalente
    • Se da entre elementosno-metálicos por compartición de e – de valencia. De los grupos 4-7
    • Si uno de los átomos pone los 2 e – y el otro ninguno se denomina ” enlace covalente coordinado ” o “ dativo ”.
  • 6. Atomos Neutros. Na Cl Iones Na+ Cl-
  • 7.
    • Enlace covalente puro:
    • Se da entre atomos iguales del grupo 5,6 o 7. O 2 N 2 Cl 2
    • Covalente polar se da entre atomos con diferencia de electronegatividades …….
    • Ej. HCl HBr, HF, HI,PCl3, SO2,ClO2
  • 8. Enlace covalente.
    • Puede ser:
    • Enl. covalente simple : Se comparten una pareja de electrones.
    • Enl. covalente doble : Se comparten dos parejas de electrones.
    • Enl. covalente triple : Se comparten tres parejas de electrones.
    • No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométricas.
  • 9. Tipos de enlace covalente.
    • Enlace covalente puro
      • Se da entre dos átomos iguales.
    • Enlace covalente polar
      • Se da entre dos átomos distintos.
      • Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.
  • 10. Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).
    • Todos los átomos deben tener 8 e – en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e – .
    • La pareja de e – compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “  – ” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “  + ”.
  • 11. Enlace covalente coordinado.
    • Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e – y el otro ninguno.
    • Se representa con una flecha “  ” que parte del átomo que pone la pareja de e – .
    • Ejemplo :
    • ·· ·· H x · O · x H + H +  H–O–H  H 3 O + ··  H
    + + +
  • 12. Enlace metálico.
    • Se da entre átomos metálicos.
    • Todos tienden a ceder e – .
    • Los cationes forman una estructura cristalina, y los e – ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e – ).
    • Los e – están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.
  • 13. Propiedades de los compuestos metálicos.
    • Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto)
    • Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.
    • Muy buenos conductores en estado sólido.
    • Son dúctiles y maleables (no frágiles).
    presión
  • 14. Fuerzas intermoleculares
    • Enlace (puente) de hidrógeno
      • Se da entre moléculas muy polarizadas por ser uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “  + ” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra molécula.
    • Fuerzas de Van der Waals:
      • Fuerzas de dispersión (London)
      • Atracción dipolo-dipolo
  • 15.
    •  
  • 16. Fuerzas intermoleculares (cont.)
    • Fuerzas de dispersión (London):
      • Aparecen entre moléculas apolares. En un momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes.
    • Atracción dipolo-dipolo:
      • Se da entre moléculas polares. Al ser los dipolos permanentes la unión es más fuerte.
  • 17. Fuerzas intermoleculares
    • Fuerzas de dispersión
    • Enlace de hidrógeno
    • Atracción dipolo-dipolo
  • 18. Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)