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06 enlace qumico

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06 enlace qumico

  1. 1. 1Para 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. 2. 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. 3. 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. 4. 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
  5. 5. 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. 6. 6 Atomos Neutros. Na Cl Iones Na+ Cl-
  7. 7. 7 Enlace covalente puro: Se da entre atomos iguales del grupo 5,6 o 7. O2 N2 Cl2 Covalente polar se da entre atomos con diferencia de electronegatividades ……. Ej. HCl HBr, HF, HI,PCl3, SO2,ClO2
  8. 8. 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. 9. 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. 10. 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 “δ– ” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “δ+ ”.
  11. 11. 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– . EjemploEjemplo:: ·· ·· Hx ·O ·x H + H+ → H–O–H ⇒ HH33OO++ ·· ↓ H + + +
  12. 12. 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. 13. 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. 14. 14 Fuerzas intermoleculares Enlace (puente) de hidrógenoEnlace (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 “δ+ ” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra molécula. Fuerzas de Van der Waals:Fuerzas de Van der Waals: – Fuerzas de dispersión (London) – Atracción dipolo-dipolo
  15. 15. 15
  16. 16. 16 Fuerzas intermoleculares (cont.) Fuerzas de dispersión (London):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:Atracción dipolo-dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los dipolos permanentes la unión es más fuerte.
  17. 17. 17 Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo
  18. 18. 18 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

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