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Enlace Qu

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Title: Enlace Qu


1
Enlace Químico
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2
Contenidos
3
Enlaces y Moléculas
4
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.

5
Formación de un Cristal
6
Clasificación de enlaces
0 --- 0.4 --- lt 1.7 -- gt Iónico
Cov. No-polar
Cov. polar
7
Enlace Iónico
8
  • El sodio le transfiere un electrón al cloro por
    lo que éste queda con carga negativa.

9
Iones
  • Los metales pierden sus electrones de valencia
    para formar cationes
  • Esta perdida de electrones se llama oxidación.
  • Na . Na e-
    sodio
  • Mg Mg2 2 e- magnesio
  • Al . Al 3 3 e-
    aluminio

Química
10
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 2-
    oxido
  • N . 3e- N 3-
    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.

13
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
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.

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)

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.

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

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18
Molécula de clorofila
  • El ion magnesio (Mg2) forma parte de la molécula
    de clorofila, la cual atrapa la energía radiante
    del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.

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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.

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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.

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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.
  • Esta regla es muy útil en casos que involucran
    átomos como C, N, O, y F.

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ejemplo
Al combinar un carbono (4 electrones de
valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones
de valencia)
la estructura de Lewis para CF4 queda así
Se cumple la regla del octeto para el carbono y
fluor.
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ejemplo
Es una práctica común representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir
..
como
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Ejemplos inorgánicos
Dióxido de carbono
Cianuro de hidrógeno
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Ejemplos orgánicos
Etileno
Acetileno
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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.

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Escala de electronegatividad
La electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad disminuye al bajar en un
grupo.
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Generalización
  • Entre más grande sea la diferencia de
  • Electronegatividad entre dos átomos enlazados
  • más polar es el enlace.

HH
Enlaces no-polares conectan dos átomos de la
misma electronegatividad
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Generalización
  • Entre más grande la diferencia en
    electronegatividadentre dos átomos más polar
    es el enlace.



O
C
O
..
..
d
d-
d-
Los enlaces polares conectan átomosde diferente
electronegatividad
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30
Porcentaje de carácter iónico
  • NaCl

Determinación del de Carácter
iónico Electronegatividad Cl
3.0 Electronegatividad Na
0.9 Diferencia 2.1 de carácter
iónico Según la tabla periódica 67
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31
  • MgF2

Determinación del de Carácter
iónico Electronegatividad F
4.0 Electronegatividad Mg 1.2 Diferencia
2.8 de carácter iónico Según la tabla
periódica 86
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32
Porcentaje de carácter covalente
Determinación del de Carácter
covalente Electronegatividad Cl
3.5 Electronegatividad H
2.1 Diferencia 1.4 de carácter
iónico Según la tabla periódica 39
Carácter covalente 100 39 61
Enlace covalente polar
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33
Determinación del de Carácter
covalente Electronegatividad H
2.1 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
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Enlace covalente dativo
35
Estructuras de Lewis
  • En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomosse
    combinan para generar una configuración
    electrónica más estable.
  • La máxima estabilidad resulta cuando un átomoes
    isoelectrónico con un gas noble.
  • Un par electrónico que es compartido entre dos
    átomos constituye un enlace covalente.

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COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de
fusión altos (por lo general, gt 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, lt 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.

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Contenidos
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Amoníaco
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40
Dióxido de Carbono
Enlace covalente doble
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41
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42
Nitrógeno
Enlace covalente triple
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43
Ácido Carbónico
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44
Bicarbonato y Carbonato
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45
Ácido Sulfúrico
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Excepciones a Regla del Octeto
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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 5
    6 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.

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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.

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  • 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

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Fuerzas intermoleculares
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Clasificación
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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
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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.

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  • 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.

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