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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 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

4 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

5 Formación de un Cristal
Química

6 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

7 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

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

9 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

10 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

11 Ejemplo de enlace iónico
Química

12 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

13 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

14 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

15 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

16 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

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

18 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

19 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

20 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

21 Regla del octeto Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia. F : .. Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F. Química

22 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

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

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

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

26 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

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

28 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

29 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

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

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

32 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

33 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

34 Enlace covalente dativo
Química

35 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

36 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

37 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

38 Amoníaco Química

39 Química

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

41 Química

42 Nitrógeno Enlace covalente triple Química

43 Ácido Carbónico Química

44 Bicarbonato y Carbonato
Química

45 Ácido Sulfúrico Química

46 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

47 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

48 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

49 Química

50 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

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

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

53 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

54 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

55 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

56 Química

57 Química

58 Gracias!