Enlace Químico.

Presentación del tema: "Enlace Químico."— Transcripción de la presentación:

1 Enlace Químico

2 Un enlace químico es un conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas que forman parte de la materia. ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos o iones se unen para formar enlaces químicos, para adquirir estados de menor energía y lograr la estabilidad. Los átomos se enlazan para alcanzar la configuración electrónica externa similar a la del gas noble más cercano. Los electrones de valencia son los que participan en el enlace químico. Son los electrones del último nivel de energía.

3 Estructura de Lewis Representación gráfica que sirve para representar un enlace químico. Consiste en poner el símbolo del elemento rodeado de sus electrones de valencia. Ejemplo: Estructura de Lewis para el F (Z:9) 1s2 2s2 2p5

4 Regla del octeto y del dueto
En el enlace químico, los átomos tienden a seguir una de estas reglas: Regla del Octeto: Cuando se produce un enlace los átomos ceden o ganan electrones para completar su última capa con 8 electrones, para adquirir la configuración del gas noble más cercano. Ejemplo: La molécula de O2 Regla del dueto: Ocurre en átomos que sólo pueden completar su última capa con dos electrones, como el H. Ejemplo: La molécula de H2

5 Tipos de enlaces Químicos
Enlace Iónico Enlace Covalente Enlace Metálico

6 Enlace Iónico Es una unión electroestática, que ocurre por una transferencia de electrones de un átomo a otro, formándose iones con cargas opuestas. Se forman por la unión de un elemento que posee una elevada E.N. con otro elemento que posee una baja E.N. La diferencia de E.N tiene que ser mayor a 1,7. Se da entre:

7 Enlace Iónico

8 Enlace Iónico

9 Compuestos Iónicos Son los compuestos que presentan enlace iónico, tienen las siguientes propiedades: Sólidos a tº ambiente Altos punto de fusión y ebullición Conducen la electricidad cuando están en solución Solubles en solventes polares Son frágiles, se rompen con facilidad

10 Redes cristalinas Los compuestos iónicos se ordenan en estructuras cristalinas o redes cristalinas. Son estructuras donde los iones se rodean del mayor número posible de iones del signo contrario.

11 Enlace Covalente Se produce cuando dos átomos comparten sus electrones de valencia. Esto ocurre entre no metales de igual o diferente E.N.

12 Tipos de enlaces covalentes
Enlace Simple: Cuando los átomos comparten un par de electrones. Molécula de H2 Molécula de HCl (ácido clorhídrico) Molécula de CH4 (Metano)

13 Tipos de enlaces covalentes
Enlace Doble: Cuando los átomos comparten dos pares de electrones.

14 Tipos de enlaces covalentes
Enlace triple: Cuando los átomos comparten tres pares de electrones.

15 Enlace covalente Polar
Se produce cuando uno de los átomos ejerce una mayor atracción sobre los electrones del otro. El elemento más electronegativo atrae los electrones del átomo menos electronegativo. La diferencia de E.N debe ser menos a 1,7.

16 Enlace Covalente Apolar
Se produce generalmente entre átomos iguales. No hay polos La diferencia de E.N. es 0 y 0,4 unidades.

17 Sustancias Covalentes Moleculares (simples)
Son moléculas unidas entre sí por enlaces intermoleculares (fuerzas débiles). No conducen la corriente eléctrica ni calor. Presentan bajos puntos de fusión y ebullición. Solubles en solventes polares, cuando son polares, y solubles en solventes apolares, cuando son apolares. Ejemplos: H2O N2 O2 azúcar alcohol

18 Sustancias Covalentes Reticulares (grandes)
Sustancias formadas por un número indefinido de átomos unidos con otros por enlaces covalentes. No conducen la corriente eléctrica. Altos puntos de fusión y ebullición. Son duros. Insolubles en solventes polares y apolares. Ejemplos: Diamante, grafito, sílice. Diamante Grafito

19 Enlace Metálico Se da entre metales con valores bajos de E.N., con la tendencia a perder electrones de valencia. Estos electrones de valencia tienen la libertad de moverse por toda la estructura de iones positivos, debido a la existencia de muchos orbitales vacíos.

20 Propiedades de los metales
Propiedades Físicas Propiedades Químicas Sólidos a tº ambiente Conducen calor y corriente eléctrica Dúctiles y maleables Tenaces (resisten grandes tensiones sin romperse) Altos puntos de fusión Insolubles en agua y en solventes comunes. Para el caso de Cobre y Plata: - Poco reactivos químicamente Reaccionan con algunos ácidos Se oxidan con el oxígeno atmosférico. Para el sodio: Muy reactivo, reacciona con el oxígeno del aire. Reacciona con agua Reacciona con ácidos

21 Pasos para escribir la estructura de Lewis:
1. Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los átomos están unidos entre sí, para esto: a) Se debe considerar al elemento menos electronegativo como el elemento central de la estructura. b) El hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre ocupa una posición terminal en las estructuras. c) Los átomos de oxígeno, por lo general no se unen entre sí, excepto el O2, O3 y H2O2. 2. Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electrones compartidos, usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda. 3. Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para completar el octeto, según correspona, o dueto para el caso del hidrógeno.

22 Ejemplo

23 Realiza las estructuras de Lewis para:
a) NH3 b) C2H2 c) CH4 d) H2S

24 Geometría Molecular

25 ¿Qué es? Es el ordenamiento tridimensional de los átomos o iones en las moléculas o redes cristalinas. ¿ En qué se basa? Esta se basa en la teoría de repulsión de pares electrónicos de capas de valencia, conocida como RPECV. ¿En qué consiste la teoría RPECV? Esta teoría considera a los pares de electrones que no participan en los enlaces formados, además indica que la mejor forma de ubicación de los pares de electrones es la que minimiza las repulsiones entre ellos.

26 Tipos de geometría Molecular
Geometría Lineal Molécula Lineal Estructura de Lewis Ejemplo Son moléculas del tipo AX2, en las que el átomo central no tiene pares solitarios. Presenta un ángulo de 180º . Forma de la molécula: AX2 Ejemplos: CO2, BeCl2

27 Tipos de geometría Molecular
2. Angular Molécula Angular Estructura de Lewis Ejemplo Dos pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central, con dos pares de electrones libres o solitarios, con un ángulo menor o igual a 104,5º . Forma de la molécula: AX2E2 Ejemplos: H2O, H2S, SCl2

28 Tipos de geometría Molecular
3. Trigonal Plana Molécula Trigonal Plana Estructura de Lewis Ejemplo Tres pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central formando ángulos de 120º. Forma de la molécula: AX3 Ejemplos: BF3, BCl3, AlCl3

29 Tipos de geometría Molecular 4. Piramidal Trigonal
Molécula Piramidal Trigonal Estructura de Lewis Ejemplo Tres pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central, más un par de electrones no compartidos, formando ángulos cercanos a 107º. Forma de la molécula: AX3E Ejemplos: NH3, PCl3, NF3

30 Tipos de geometría Molecular 5. Tetraédrica Molécula Tetraédrica
Estructura de Lewis Ejemplo Cuatro pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central, formando ángulos cercanos a 109,5º. Forma de la molécula: AX4 Ejemplos: CH4, CCl4,

31 Fuerzas Intermoleculares: entre moléculas
Se conocen como Fuerzas de Van der Waals, son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares (enlaces químicos). De ellas dependen algunas propiedades físicas como: punto de fusión, ebullición, etc. Fuerzas Dipolo-Dipolo Fuerzas Intermoleculares Fuerzas Ion-Dipolo Fuerzas de Dispersión de London Puentes de Hidrógeno

32 Fuerzas Dipolo-Dipolo
Se establece entre moléculas covalentes polares. Ocurre una atracción entre la carga positiva del átomo de una molécula y la carga negativa del átomo de la otra molécula: ----- Notas de la reunión ( :01) ----- hola miss soy la sofia jimenez,que le vaya bienn nos vemos

33 Fuerza de atracción entre un ion y una molécula polar.
Fuerzas Ion-dipolo Fuerza de atracción entre un ion y una molécula polar. ¿Dónde has observado esto? El fenómeno de solvatación es un ejemplo de este tipo de interacción.

34 Fuerzas de Dispersión de London
Se producen entre moléculas no polares. Los electrones de una molécula apolar son compartidos de igual forma por ambos átomos, sin embargo, como los electrones se encuentran en constante movimiento, luego de un momento los electrones se ubican en un extremo de la molécula, y luego se ubican en el otro extremo. Esto da origen a dipolos momentáneos, los que atraerán a las moléculas cercanas.

35 Puentes de Hidrógeno Se presenta entre moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno y otro elemento con alta electronegatividad como: Flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).