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Enlace covalente Jordan carrasco

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enlace covalente de jordan kl ctm

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Enlace covalente Jordan carrasco

  1. 1. ENLACE COVALENTE
  2. 2. Objetivos  Describir el enlace covalente  Reconocer las características de enlace químico  Describir la estructura de Lewis en compuesto covalentes  Reconocer enlaces múltiples  Clasificar el enlace covalente  Determinar la resonancia de un enlace covalente  Describir las propiedades químicas del enlace covalente
  3. 3.  La “compartición” de electrones es lo que define a un enlace covalente  la diferencia de electronegatividad entre los elementos participantes (ΔE.N.) debe ser menor o igual a 1,7. Δ E.N. < 1,7  Necesario que las especies que se mezclen tengan electronegatividades similares entre sí, además de una alta electroafinidad y potencial de ionización.  Los enlaces covalentes sucedan cuando se combinan entre sí elementos no metálicos.  Ejemplo: El HCl: ΔE.N. = E.N. Cl – E.N. H = 3,0 – 2,1 = 0,9
  4. 4. Estructura se Lewis para enlace covalente 1. Flúor diatómico: F2 - Ambos átomos de flúor están cumpliendo con la regla del octeto. - Pues cada uno tiene siete electrones de valencia (2s22p5) y más el electrón que están compartiendo, se completan los ocho electrones alrededor. 2. Oxígeno molecular (respirable): O2 Ninguno de los oxígenos está cumpliendo con la regla del octeto, pues ambos están rodeados de siete electrones (los seis suyos más un electrón compartido), sin embargo cada uno de ellos tiene aún un electrón desapareado.
  5. 5. - Trasladamos dichos electrones para que queden uno frente al otro y luego los enlazamos. - De esta forma tendremos a los dos átomos de oxígeno cumpliendo la regla del octeto (seis electrones propios y dos “prestados”).
  6. 6. 3. Nitrógeno molecular: N2 Los nitrógenos quedan rodeados de seis electrones (cinco propios y uno “prestado”), pero le quedan dos electrones desapareados a cada uno. Se trasladan los electrones para que queden al frente y poder enlazarlos. Así cumplen con la regla del octeto, cinco electrones de cada átomo y tres electrones compartidos
  7. 7. 4. Dióxido de carbono: CO2 Se escoge un átomo central, para este caso es el carbono( se encuentra en menor cantidad) Como ninguno de los átomos está cumpliendo la regla del octeto, se traslada los electrones aún desapareados con el fin de enlazarlos. En la estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO2) podemos ver que cada oxígeno comparte dos pares de electrones con el carbono.
  8. 8. 5. Acido clorhídrico: HCl El hidrógeno se encuentra en el grupo IA, por lo tanto, comparte un electrón El Cloro se ubica en el grupo VIIA y presenta 7 electrones de valencia Cada elemento por separado no cumplen las reglas para enlazar, entonces se unen ambos y así el hidrógeno cumple la regla del dueto y el cloro la regla del octeto
  9. 9. 6. Amoníaco: NH3 Se ubica el átomo central, el que se encuentra en menor cantidad, en este caso el nitrógeno y alrededor de él, se ubican los átomos de hidrógeno. Recordar el hidrógeno sólo comparte un electrón y el nitrógeno tiene un par de electrones y tres electrones desapareados. Todos los hidrógenos presentes en la molécula de NH3 cumplen con la regla del dueto, mientras que el nitrógeno está cumpliendo con la del octeto
  10. 10. Tipos de enlaces según cantidad de electrones compartidos 1. Enlace simple: Compartición de dos electrones, es decir, un par, como en el caso del F2 o del NH3. 2. Enlace múltiple: Compartición de más de un par de electrones. a)Enlace doble: Compartición de cuatro electrones, o sea, dos pares, como en el caso del O2. b)Enlace triple: Compartición de seis electrones o tres pares, como en el caso del N2.
  11. 11. Clasificación de enlace covalente 1. Enlace covalente polar: Cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual, lo que significa que los electrones girarán más tiempo cerca del núcleo del átomo más electronegativo que del otro núcleo. Dentro del enlace podamos distinguir una zona más negativa (polo negativo) y otra más positiva (polo positivo). Valor de la EN: 0,5 ≤ ΔE.N. ≤ 1,7 Por ejemplo: HCl
  12. 12. 2. Enlace covalente apolar: -Se da cuando los elementos a combinar tienen la misma electronegatividad o su diferencia de electronegatividad (ΔE.N.) es inferior a 0,5 unidades. -La compartición de electrones será equitativa, vale decir, que los electrones giran alrededor de ambos núcleos por igual. -ΔE.N. < 0,5
  13. 13. Ejemplo Ejemplo  Ejemplo: el gas Cloro.  Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar. Cl Cl Cl Cl
  14. 14. 3. Enlace covalente dativo o coordinado: - El enlace entre los dos átomos se forma porque un átomo que tiene un par libre de electrones los presta al otro átomo que le falta ese par de electrones para formar octeto (tiene 6e–) o dueto.
  15. 15. Ejemplo  Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O. O O SS O
  16. 16. Propiedades del enlace covalente  Propiedades de las sustancias moleculares a) Se pueden encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso. b) Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. c) Son solubles en solventes polares (como el agua) cuando presentan polaridad y en solventes apolares (como el benceno) cuando no la tienen. d) Son malos conductores del calor y la electricidad (aislantes térmicos y eléctricos). e) Algunos ejemplos: el agua, el aceite, los plásticos, el alcohol, el oxígeno, el cloro, etc.

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