Longitud y energía de enlace

Presentación del tema: "Longitud y energía de enlace"— Transcripción de la presentación:

1 Longitud y energía de enlace

2 ENLACES QUIMICOS Los enlaces interatómicos se clasifican en: Enlaces iónicos Enlaces covalentes Enlaces metálicos

3 ENLACE IÓNICO: Transferencia de electrones
Li F El litio le regala al flúor su electrón de valencia

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5 ¿Qué elementos forman compuestos iónicos?
METAL Y UN NO METAL Recordemos: Son metales cuando electrones de valencia <4 Son no metales cuando electrones de valencia > 4 Si EN entre 2 átomos es mayor a 2 unidades

6 ENLACE COVALENTE: Comparte los electrones
En el HCl, el hidrógeno y el cloro comparten un par de electrones

7 Enlace covalente :Se comparten electrones de valencia y no existe transferencia de éstos.
Unión entre un No Metal y un No Metal

8 Dependiendo del número de pares de electrones
que se comparten entre dos átomos, el enlace covalente puede ser simple (H2), doble (O2) o triple (N2)

9 H H O O O N N Enlace covalente Simple Enlace covalente doble
Enlace covalente triple

10 Enlace covalente dativo o coordinado
Un par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos. Ejemplo: CO C= 1s22s22p2 8O =1s22s22p4 C O C O

11 CLASIFICACION DEL ENLACE COVALENTE
Enlaces covalentes polares Enlaces covalentes apolares

12 Enlace covalente apolar:
Se produce entre 2 átomos que presentan igual electronegatividad o levemente diferente. Los electrones compartidos son atraídos por los núcleos de similar intensidad, los è se distribuyen de manera simétrica entre los núcleos de los átomos y no generan polos o cargas parciales Ej: H2, CH4, CO2

13 Enlace covalente polar
Se produce entre átomos que tienen distinta electronegatividad. Los è no son atraídos por la misma fuerza por cada núcleo, lo cual origina cargas parciales positivas y negativas en los extremos del enlace

14 Enlace metálico: Es la fuerza de atracción que se establece entre un gran número de iones positivos que se mantienen unidos por una nube de electrones

15 Propiedades de los metales
a)Tienden a oxidarse, porque ceden electrones, convirtiéndose en iones positivos b)Buenos conductores de calor y electricidad, por el movimiento de los electrones externos . c) Son dúctiles y maleables, ya que los iones de la red se desplazan sin que haya repulsión de las cargas de igual signo. d) Presentan brillo metálico debido a que la luz recibida es reflejada por los electrones libres e)Son densos, duros y alto puntos de fusión y ebullición, debido a su modelo de empaquetamiento.

16 Geometría molecular Ordenamiento tridimensional de los átomos o iones en una molécula o red cristalina.

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19 Enlaces intermoleculares: uniones entre moléculas
Son las fuerzas de atracción entre moléculas. Los enlaces entre moléculas son más débiles que los enlaces interatómicos.

20 Fuerzas dipolo-dipolo
Entre 2 o más moléculas polares (atracción entre un polo negativo de una molécula con el polo positivo de otra).

21 FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Se presentan entre dos o más moléculas polares. La atracción ocurre entre el polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra. Al unirse, forman sustancias que tienen mayor punto de ebullición y fusión que las que no lo presentan. Este tipo de fuerzas se encuentran en los compuestos de los halógenos con el hidrógeno. En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse, pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas. En los sólidos, predominan las atractivas.

22 FUERZAS IÓN-DIPOLO Se presenta entre los iones de una sustancia que interactúan con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae el ión positivo y el polo positivo interactúa con el ión negativo; es decir, las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.

23 FUERZAS DE Van Der Waals
Son características en moléculas apolares. Debido al movimiento de los electrones, en estas moléculas se suelen producir momentáneos desequilibrios en la distribución electrónica, generándose así polos positivos y negativos. Aunque estos polos cambian continuamente de posición, producen una interacción débil entre las diferentes moléculas apolares, cuando estos son complementarios. A MAYOR CANTIDAD DE ELECTRONES EN LA MOLÉCULA MAYOR POLARIZACIÓN DE LA MOLÉCULA MAYOR FUERZA DE Van Der Waals

24 Puentes de Hidrógeno Cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre 2 átomos más electronegativos, estableciendo un vinculo entre ellos.