Enlace químico.

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

1 Enlace químico

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3 INTERACCIÓN ENTRE DOS ÁTOMOS A TRAVÉS DE SUS ELECTRONES DE
ENLACE QUÍMICO INTERACCIÓN ENTRE DOS ÁTOMOS A TRAVÉS DE SUS ELECTRONES DE VALENCIA

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7 Estructura de Lewis (1875-1946)

8 Iones Isoelectronicos

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11 Regla del dueto Elementos como el hidrogeno, el litio y el berilio, cuando establecen enlaces tienden a completar su ultimo nivel energético solo con dos electrones y alcanzar la configuración electrónica del helio.

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14 Elementos que forman enlace iónico
Metales del grupo I, II A, y de transición con no metales del grupo VI y VII A de la tabla periódica Elementos con diferencia de electronegatividad mayor a 1.7

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18                                                                                         El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio. Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.

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25 Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el no metal siempre viene primero, y el metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio), Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares, En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad, Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas

26 Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos.

27 Enlace covalente A diferencia del enlace iónico, en el que se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos.

28 Enlace Covalente “Fuerza de atracción entre átomos no metálicos de igual o diferente electronegatividad, cuando comparten sus electrones de valencia para formar moléculas.”

29 Al enlazarse, cada uno de los átomos de flùor completa su octeto y alcanza la configuración electrónica del gas noble neon (Z = 10). El par de electrones compartidos se simboliza con una línea.

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31 Clasificación del enlace covalente
De acuerdo a la diferencia de electronegatividad Apolares Polares

32 Sustancias moleculares
Sustancias reticulares

33 Propiedades de los compuestos covalentes.
Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados. La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora. Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles

34 Enlace metálico Fuerza de atracción que se establece entre un gran número de iones positivos que se mantienen unidos por una nube de electrones.

35 Los enlaces metálicos:
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

36 Geometría Molecular Determine la estructura geométrica y dibuje los ángulos esperados de las siguientes sustancias: a) H2S b) CS2 c) CF4 d) NH3 e) AsH3 f) PCl3 g) NH4+

37 Enlaces intermoleculares: uniones entre moléculas
Los enlaces intermoleculares son las fuerzas de atracción entre moléculas.

38 FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO Cuando la molécula es polar las fuerzas de unión de unas moléculas con otras se debe a la atracción eléctrica entre dipolos opuestos. Ejemplo: *Puntos de ebullición/momento dipolar: H2S º (M. dip. = 1,10) HCl º (M. dip. = 1,04) CH º (M. dip. = 0)

39 FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS ION - DIPOLO Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Solvataciòn de una solución acuosa de cloruro de sodio. (NaCl)

40 FUERZAS DE LONDON - VAN DER WAALS
(Dipolos instantáneos). En las moléculas apolares (que originan habitualmente gases), si se las aproxima suficientemente se crea un desplazamiento de carga que originará unos dipolos instantáneos, favoreciendo la unión de unas moléculas con otras. Estas fuerzas de unión aumentan con el volumen molecular, la molécula se deformará más fácilmente. Ejemplo: * Puntos de ebullición de: F º ... gas Cl º ... gas Br º ... líquido I º

41 H2S .... gas ..... no presenta enlace por puente de hidrógeno.
Un tipo particular: ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO Un tipo particular de estas fuerzas, habitualmente denominadas "enlaces", es el enlace por puente de hidrógeno. Se da cuando existan enlaces X-H, donde X es un átomo muy EN y de volumen pequeño (F,O y N). Son fuerzas relativamente intensas y provocan que las sustancias que las presentan sean líquidos o sólidos. Ejemplo: H2S .... gas no presenta enlace por puente de hidrógeno. H2O .... líquido .. presenta enlace por puente de hidrógeno. * En general se presenta en alcoholes, aminas, amidas,. * La glucosa tiene muchos grupos -OH, muchas uniones por puente de hidrógeno, es un sólido.

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