Enlace Químico.

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1 Enlace Químico

2 Contenidos 1 Concepto y clasificación 2 Regla del octeto 3
Enlace iónico 3 Enlace Covalente 4 Química

3 Química

4 Química

5 Enlaces y Moléculas 1 Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes. 2 Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces. Química

6 Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente.
Tipos de Enlace Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente. Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones. Química

7 Formación de un Cristal
Química

8 Clasificación de enlaces
0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico Cov. No-polar Cov. polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e- Covalente polar transferencia parcial de e- Iónico transferencia e- Química

9 Enlace Iónico Enlace Iónico Iones libres
Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Iones libres Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres. Química

10 El sodio le transfiere un electrón al cloro por lo que éste queda con carga negativa.
Química

11 Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes:
Esta perdida de electrones se llama oxidación. Na Na e sodio Mg: Mg e magnesio : Al Al e aluminio Química

12 Este proceso se llama reducción. : Cl . + e- : Cl : -
Formación de Aniones Los no metales ganan electrones y adquieren la configuración de gas noble: Este proceso se llama reducción. : Cl e : Cl : - : O : + 2e : O : oxido :N e : N : nitruro : : : : : . : . : . . : Química

13 Ejemplo de enlace iónico
Química

14 Importancia de los iones
Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales. El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales. Cl– (anión) K+ (catión) Química

15 Na+ Impulso nervioso K+ Impulso Nervioso
Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso. Na+ Impulso nervioso K+ Química

16 En el interior de la neurona existen proteínas e iones con carga negativa.
Esta diferencia de concentración de iones produce también una diferencia de potencial (unos -70 milivoltios) entre el exterior de la membrana y el interior celular. Química

17 Bomba de sodio/potasio
Esta variación entre el exterior y el interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na+/K+) Química

18 Gasto de ATP La bomba de Na+/K+ gasta ATP. Expulsa tres iones de sodio que se encontraban en el interior de la neurona e introduce dos iones de potasio que se encontraban en el exterior. Los iones sodio no pueden volver a entrar en la neurona, debido a que la membrana es impermeable al sodio. Química

19 Función del calcio Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal. Química

20 Molécula de clorofila El ion magnesio (Mg+2) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes. Química

21 Enlace Covalente Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos. Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo. En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos. Química

22 En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un núcleo y el resto alrededor del otro. Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y neutralizan la carga nuclear. Química

23 Regla del octeto 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 F : .. Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F. Química

24 ejemplo Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia) C . F : .. . la estructura de Lewis para CF4 queda así: : F .. C Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor. Química

25 ejemplo Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir: : F .. C .. C F .. : como Química

26 Ejemplos inorgánicos C : O .. C : O .. Dióxido de carbono : N C H : N
Cianuro de hidrógeno Química

27 Ejemplos orgánicos C H C : .. H Etileno : C H Acetileno C H
Química

28 Un elemento electronegativo atrae electrones.
Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la habilidad de un elemento de atraer electrones cuando esta enlazado a otro elemento. Un elemento electronegativo atrae electrones. Un elemento electropositivo libera electrones. Química

29 Escala de electronegatividad
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica. La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo. Química

30 Entre más grande sea la diferencia de
Generalización Entre más grande sea la diferencia de Electronegatividad entre dos átomos enlazados; más polar es el enlace. F : .. H—H : N Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad Química

31 Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad
Generalización Entre más grande la diferencia en electronegatividad entre dos átomos; más polar es el enlace. F : .. H d+ d- O .. H d+ d- : O C O : .. .. d- d+ d- Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad Química

32 Porcentaje de carácter iónico
NaCl Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad Cl Electronegatividad Na Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 67% Química

33 MgF2 Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad F 4.0
Electronegatividad Mg 1.2 Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 86% Química

34 Porcentaje de carácter covalente
Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad Cl Electronegatividad H Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 39 Carácter covalente = 100 – 39% = 61% Enlace covalente polar Química

35 Enlace covalente puro o no polar
Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad H Electronegatividad H 2.1 Diferencia 0 % de carácter iónico Según la tabla periódica 0 Carácter covalente = 100 – 0% = 100% Enlace covalente puro o no polar Química

36 Enlace covalente dativo
Química

37 Estructuras de Lewis En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomos se combinan para generar una configuración electrónica más estable. La máxima estabilidad resulta cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente. Química

38 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)
COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). COMPUESTOS COVALENTES 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga. Química

39 Contenidos 1 Estructuras de Lewis 2 Excepciones a regla del octeto 3
Fuerzas dipolo-dipolo 3 Fuerzas de dispersion 4 Puente de hidrógeno 5 Química

40 Amoníaco Química

41 Química

42 Dióxido de Carbono Enlace covalente doble www.raulher.wordpress.com
Química

43 Química

44 Nitrógeno Enlace covalente triple Química

45 Ácido Carbónico Química

46 Bicarbonato y Carbonato
Química

47 Ácido Sulfúrico Química

48 Excepciones a Regla del Octeto
Text número par de e- Molécula con menos de 8e- molécula con más de 8e- Regla del Octeto Excepciones a la Química

49 Número Impar de Electrones
En la mayor parte de las moléculas, el número de electrones es par y es posible el apareamiento de los spines de los electrones. No obstante, algunas moléculas como NO contiene electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos. Química

50 Menos de ocho electrones
Una segunda excepción se presenta cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo de una molécula o de un ion. Esta es una situación relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de boro y berilio. Química

51 Química

52 La tercera y más grande clase de excepciones consiste en las moléculas en que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Como ejemplo, consideremos el PCl5 Química

53 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula. Química

54 Clasificación Fuerzas Intermoleculares Fuerzas electromagnéticas
Dipolo- dipolo Dispersión P.hidrógeno Company Logo

55 Dipolo-Dipolo Son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico: (+)(-) (+)(-) H-Cl----H-Cl (-)(+) (-)(+) Cl-H----Cl-H Química

56 Fuerzas de Dispersión o London
Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre moléculas no polares. Son más intensas en las moléculas no polares más grandes que en las pequeñas. Son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en el F2. Química

57 Puente de hidrógeno Es un tipo de atracción dipolar particularmente fuerte, en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas. Química

58 Química

59 Química

60 Gracias!