Luis Armando Amador Mejia

Presentación del tema: "Luis Armando Amador Mejia"— Transcripción de la presentación:

1 Luis Armando Amador Mejia
Uniones Químicas Luis Armando Amador Mejia

2 Reglas del Octeto y dueto
Uniones químico Enlace Valencia Reglas del Octeto y dueto Electronegatividad Estructuras de Lewis Tipos de enlaces

3 Fuerzas de Van Der Waals
Uniones químico Tipos de enlaces Interatómicas Intermoleculares Puentes de H2 Covalentes Metálicas Iónicas Fuerzas de Van Der Waals Polar Apolar Coordinada

4 Fuerza de interacción que mantiene unidos a los átomos.
Enlace Químico Fuerza de interacción que mantiene unidos a los átomos.

5 Valencia Se usa para describir el poder que tiene un elemento para combinarse con otro.

6 Electrones de valencia son los electrones del nivel mas exterior
Electrón de valencia Electrones de valencia son los electrones del nivel mas exterior Ejemplo: Na (z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1

7 Electrón de valencia Ejemplo:

8 Regla del Octeto Gilbert Newton Lewis los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble mas próximo.

9 Regla del Octeto

10 Regla del Dueto Consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para a completar su orbital con 2 electrones

11 Electronegatividad El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto

12 Electronegatividad

13 Electronegatividad

14 Electrones  Punto, cruces o círculos
Estructura de Lewis Es la representación del modo en que se atribuyen los electrones de valencia, en una molécula. Electrones  Punto, cruces o círculos

15 Enlace de par de electrones  línea
Estructura de Lewis Es la representación del modo en que se atribuyen los electrones de valencia, en una molécula. Enlace de par de electrones  línea

16 H: 1s1 1 e- de valencia adquirir 1 y compartir 1
Estructura de Lewis Ejemplo: H2 H: 1s1 1 e- de valencia adquirir 1 y compartir 1

17 O: 1s2 2s2 2p4 6 e- de valencia adquirir 2 y compartir 2
Estructura de Lewis Ejemplo: O2 O: 1s2 2s2 2p4 6 e- de valencia adquirir 2 y compartir 2

18 N: 1s2 2s2 2p3 5 e- de valencia adquirir 3 y compartir 3
Estructura de Lewis Ejemplo: N2 N: 1s2 2s2 2p3 5 e- de valencia adquirir 3 y compartir 3

19 Estructura de Lewis

20 Enlaces Interatómicos

21 Enlace Iónico Es el proceso de unión que conlleva la formación de Iones de signos opuestos que se atraen entre si.

22 METAL pierde e- (Catión) NO METAL Gana e- (Anión)
Enlace Iónico METAL NO METAL METAL pierde e- (Catión) NO METAL Gana e- (Anión) Los iones de distintas cargas se atraen eléctricamente , se ordenan y forman una red iónica o cristal iónico. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

23 Propiedades compuestos iónicos
Enlace Iónico Propiedades compuestos iónicos ► Sólidos y duros a ta. ► Elevados puntos de fusión y ebullición. ► Solubles en Agua y similares .Insolubles en solventes orgánicos (benceno). ► NO conducen electricidad en estado solido, Pero si en estado disuelto o fundido (electrolisis ). ► Al intentar deformarlos se rompe el cristal. (fragilidad)

24 + - Enlace Iónico Átomo NA Átomo Cl ION NA + ION Cl -
Na (z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 NaCl

25 Enlace Iónico 7 1 Na Cl

26 Enlace Iónico + - Na + Cl -

27 Enlace Covalente Cuando 2 o mas átomos comparten electrones hasta completar su capa externa.

28 Átomos Comparten electrones
Enlace Covalente NO METAL NO METAL Átomos Comparten electrones Los compuestos covalentes pueden ser: * Moléculas (H2, O2. HCl, glucosa, proteína, etc.) * Redes (grafito, Silicatos, etc.)                        

29 Propiedades compuestos Covalentes
► Suelen ser mas blandos que los iónicos. ►NO conducen electricidad. ► Solubilidad: ☻ Moléculas apolares - Apolares ☻ Moléculas Polares Polares ►Bajos puntos de fusión y ebullición.

30 Propiedades compuestos Covalentes
►A ta pueden ser: ☻Gases ( H2,Cl2,O2, HCl, etc.). ☻Líquidos (Br2, H2O, etanol, acetona, benceno, etc.) ☻Sólidos (l2, glucosa etc.)

31 Enlace Covalente 6 1 H H H O H O

32 Tipos de Enlace Covalente
Polar Apolar Múltiple: doble o triple Simple Coordinado o dativo

33 Enlace Covalente Polar Apolar
Éste enlace se forma cuando se comparten pares de electrones entre los átomos que reaccionan y forman compuestos Este se forma cuando dos átomos del mismo elemento se unen, o bien, cuando se forman moléculas simétricas o cuando la electronegatividad de los dos elementos son exactamente iguales.

34 Enlace Covalente Simple Múltiple H H O S

35 Enlace Covalente Simple Múltiple H H N N

36 Enlace Covalente Coordinado
Aquel en el cual el par de electrones del enlace lo aporta uno de los átomos.

37 Enlace Metálico Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Habitualmente, las sustancias metálicas están formadas por átomos de un solo elemento aunque también se obtienen por combinaciones de elementos (aleaciones). Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico: 1) El modelo de la nube de electrones. 2) La teoría de bandas. (No lo estudiaremos)

38 MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES
Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a la “nube electrónica" que engloba a todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica. En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red.

39 MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES

40 MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES
Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los "restos positivos". Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de la diferente conductividad de algunos metales.

41 En cuanto a la conductividad, se pueden dar 3 tipos de materiales:
Conductores: Son elementos metálicos los cuales son capaces de conducir la corriente eléctrica, debido a que la banda de valencia y la banda de conducción están juntas, permitiendo el paso libre de los electrones de una banda a otra. Aislantes: Son los elementos que no son capaces de conducir la corriente eléctrica. La banda de valencia y la banda de conducción están separadas por una gran brecha energética que impide la conducción. Semiconductores: Son los elementos cuya brecha energética prohibida es menor y se puede alcanzar la banda de conducción en determinadas circunstancias.

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43 Propiedades de los metales
Las propiedades que se dan en los metales son consecuencia del tipo de enlace que se da entre sus átomos. Algunas de estas propiedades son: A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos. Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido al movimiento de los electrones. Se les llama conductores. Al aumentar la temperatura disminuye la conductividad por incrementarse el rozamiento entre los electrones. Presentan brillo característico.

44 Comparación entre los tipos de enlace

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46 Enlaces Intermoleculares

47 Fuerza Intermolecular
Cualquier tipo de atracción entre moléculas que no suponga cambio químico.

48 Fuerzas de Van der Waals
El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares)

49 Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.
Fuerzas ion-dipolo Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.

50 Fuerzas dipolo-dipolo
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra.

51 Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar.
Fuerzas dipolo-dipolo inducido Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar.

52 Enlace de Hidrogeno Cuando el átomo de hidrogeno esta unido a átomos muy electronegativos (F,O,N) queda prácticamente convertido en un protón, ese átomo “desnudo” atrae fuertemente ala zona de carga negativa de otras moléculas.

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54 Reglas del Octeto y dueto
Uniones químico Enlace Valencia Reglas del Octeto y dueto Electronegatividad Estructuras de Lewis Tipos de enlaces

55 Fuerzas de Van Der Waals
Uniones químico Tipos de enlaces Interatómicas Intermoleculares Puentes de H2 Covalentes Metálicas Iónicas Fuerzas de Van Der Waals Polar Apolar Coordinada