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ENLACE QU

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Title: ENLACE QU


1
ENLACE QUÍMICO
UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA
Profesor Ing. Alberto Carrasco Tineo
2
Por qué se unen los átomos?
2
  • Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí
    porque al hacerlo se llega a una situación de
    mínima energía, lo que equivale a decir de máxima
    estabilidad.
  • Son los electrones más externos, los también
    llamados electrones de valencia los responsables
    de esta unión, al igual que de la estequiometría
    y geometría de las sustancias químicas.

3
Las propiedades características de los
materiales están relacionadas con la forma en que
están unidas sus partículas y las fuerzas entre
ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe
entre sus partículas.
4
Además de poseer masa y ocupar un lugar en el
espacio, la materia tiene una naturaleza
electrica. Esta se manifiesta de dos formas
diferentes (positiva y negativa) asociadas a las
partículas elementales que constituyen el átomo
5
(No Transcript)
6
(No Transcript)
7
Enlace químico
  • Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos
    entre sí para formar moléculas o iones.
  • Son de tipo eléctrico.
  • Al formarse un enlace se desprende energía.
  • Los átomos se unen pues, porque así tienen una
    menor energía y mayor estabilidad electrónica que
    estando separado.
  • La estabilidad máxima se produce cuando un átomo
    es isoelectrónico con un gas noble.
  • En la formación de enlaces químicos solo
    intervienen los electrones de valencia.

8
Tipos de enlaces
  • 1.-Iónico unen iones entre sí.
  • 2.-Atómicos unen átomos neutros entre sí.
  • Covalente
  • Covalente no polar.
  • Covalente polar
  • Covalente coordinado o dativo
  • Metálico
  • 3.-Intermolecular unen unas moléculas a otras.
    1.-Fuerzas de Van der Waals
  • dipolo-dipolo
  • Ion - Dipolo .
  • Fuerzas de dispersión de London
  • 2.- Puente de Hidrógeno

9
(No Transcript)
10
Enlace iónico
Un enlace iónico es la fuerza de atracción
electrostática que mantiene unidos a los iones
en un compuesto iónico. Estos enlaces pueden
ser bastante fuertes pero muchas sustancias
iónicas se separan fácilmente en agua,
produciendo iones libres.
11
  • El compuesto iónico se forma generalmente al
    reaccionar un metal con un no metal.
  • La gran variedad de compuestos iónicos están
    formados por un metal del grupo IA o IIA y un
    halógeno u oxigeno.
  • Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja
    energía de ionización) son los elementos con más
    posibilidad de formar cationes y los halógenos y
    el oxigeno (electroafinidad alta), los más
    adecuados para formar aniones.
  • Los iones de distinta carga se atraen
    eléctricamente, se ordenan y forman una red
    iónica.

12
(No Transcript)
13
El enlace iónico
1s22s22p6
1s22s1
1s22s22p5
1s2
He
Ne
9.2
14
Estructura cristalina
14
  • Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
    regularmente en el espacio de la manera más
    compacta posible.
  • Cada ion se rodea de iones de signo contrario
    dando lugar a celdas o unidades que se repiten en
    las tres direcciones del espacio.

15
Cloruro de sodio
16
Disolución de un cristal iónico en un disolvente
polar
17
Propiedades de los compuestos iónicos
  • Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto
    de fusión elevado (mayor a 400 ºC) .
  • Sólo solubles en disolventes polares.
  • Forma Redes cristalinas infinitas sólidos
    iónicos
  • En el estado sólido cada catión esta rodeado por
    un número especifico de aniones y viceversa.
  • Son duros y quebradizos.
  • Conductores en estado disuelto o fundido.
  • Al estado sólido son malos conductores de la
    electricidad.

18
Enlace covalente
  • Los compuestos covalentes se originan por la
    compartición de electrones entre átomos no
    metálicos.

19
Enlace Covalente
G. Lewis propuso que los enlaces químicos en las
moléculas se forman cuando los átomos comparten
pares de electrones externos. Un átomo puede
adquirir la configuración electrónica de gas
noble, compartiendo electrones con otros átomos.
Lewis supuso que los electrones no compartidos
también se aparean. Sugirió que los grupos de
ocho electrones (octetos) en torno a los átomos
tienen gran estabilidad.
20
  • Características del enlace covalente
  • Entre elementos No metálicos de semejante
    electronegatividad.
  • El enlace se establece por compartición de
    electrones
  • Enlace direccional
  • Formación de moléculas discretas
  • Sencillas H2O, F2, CH4
  • complejas (proteínas)

21
(No Transcript)
22
(No Transcript)
23
Compuestos covalentes-Propiedades
  • Son aquellos que solo contienen enlaces
    covalentes.
  • La mayoría de los compuestos covalentes son
    insolubles en agua
  • Si se llegan a disolver las disoluciones acuosas
    no conducen la electricidad, porque estos
    compuestos son no electrolitos.
  • Al estado líquido o fundido no conducen la
    electricidad porque no hay iones presentes.

24
Tipos de compuestos covalentes
a) Moleculares existen como moléculas
independientes, se presentan en estado gaseoso
(ejemplo Cloro), líquido (ejemplo bromo), o
sólido (ejemplo yodo) b) Macromoleculares son
grandes agregados de átomos que se hallan unidos
por enlaces covalentes (ejemplo diamante,
grafito, cuarzo), poseen elevado punto de fusión,
son poco volátiles. Con excepción del grafito,
no conducen la corriente eléctrica.
25
Los átomos de carbono están dispuestos en capas
paralelas. En la capa cada átomo está enlazado a
otros tres con ángulos de 120º formando
hexágonos.
26
Tipos de enlace covalente.
  • Enlace covalente puro o apolar
  • Se da entre dos átomos iguales.
  • Enlace covalente polar
  • Se da entre dos átomos distintos.
  • Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el
    enlace iónico.
  • Enlace covalente coordinado o dativo.

27
Enlace covalente puro.
  • Se da entre dos átomos iguales.
  • Fórmula
  • 2 H (H x H) ? H x H HH ? H2

  • 2 Cl Cl xCl ? ClxCl
    ClCl ? Cl2
  • x x
    2 O O xO ? OxO OO ? O2

  • x x 2 N
    N xN ? NxN N?N ? N2
    x x

Enl. covalente simple
Enl. covalente doble
Enl. covalente triple
28
Enlace Covalente
Los símbolos de Lewis se combinan en estructuras
de Lewis, o estructuras de puntos por electrones.
Ejemplo la molécula de H2
H-H
El par de electrones compartidos proporciona a
cada átomo de H dos electrones adquiriendo la
configuración electrónica externa del gas noble
helio.
29
Enlace Covalente
En átomos polielectrónicos, solo participan los
electrones de valencia en la formación de enlaces
covalentes. Los pares de electrones de valencia
que no participan del enlace, o electrones no
compartidos (o no enlazantes), se denominan pares
libres o pares solitarios.
Pares libres
30
ENLACE COVALENTE POLAR
Si el enlace se da entre dos átomos diferentes,
los electrones de enlace son atraídos de modo
diferente por los dos núcleos y la molécula
presenta una zona de carga negativa sobre el
átomo que los atrae más fuertemente y una zona
cargada positivamente sobre el otro. Se forma,
entonces, un dipolo (las dos cargas eléctricas (
y -) en una distancia muy pequeña) y la molécula
recibe el nombre de "polar".
31
Enlace Covalente Polar
  • Cuando los átomos que forman una molécula son
    heteronucleares y la diferencia en E.N. esta
    entre 0 y 2 entonces forman enlaces covalentes
    polares. Ejemplo el HCl, el H2O
  • HEN 2,1 ClEN2,9
  • H. .Cl H? Cl ?-

. .
. .
. .
. .
32
Ejemplos deenlace covalente polar.
  • Cl
    x H ? Cl x H ClH ? HCl

  • O 2 x H ? Hx O x H HOH ? H2O

  • N 3 x H ? Hx N x H HNH ? NH3
    x
    H H

  • O 2 x Cl ? Clx O x
    Cl ClOCl ? Cl2O

33
MOLÉCULAS POLARES
La molecula del agua está formado por la unión
(mediante compartición de electrones) de un átomo
de oxígeno y dos de hidrógeno. La molécula
presenta una geometría definida ya que los tres
átomos forman entre si un ángulo de 104º 27',
situandose en su vertice el de oxígeno.
34
Representación esquemática de enlace covalente de
una molécula de metano (CH4).
35
Enlace covalente coordinado.
  • Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e
    y el otro ninguno.
  • Se representa con una flecha ? que parte del
    átomo que pone la pareja de e .
  • Ejemplo
  • Hx
    O x H H ? HOH ? H3O
    ?
    H

36
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO enlace covalente doble
Molécula de SO2 enlace covalente doble y un
enlace covalente coordinado o dativo
Molécula de SO3 enlace covalente doble y dos
enlaces covalentes coordinado o dativo
37
  • Un elemento electronegativo atrae electrones.
  • Un elemento electropositivo libera electrones.

38
Puente de Hidrógeno Cuando el átomo de
hidrógeno está unido a átomos muy
electronegativos (F, O, N), queda prácticamente
convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese
átomo de hidrógeno desnudo atrae fuertemente
(corta distancia) a la zona de carga negativa de
otras moléculas
HF H2O NH3
39
cómo se unen dos moléculas cuando forman enlaces
de hidrógeno?
cómo se unen dos moléculas cuando forman enlaces de hidrógeno?
  • El átomo de H parcialmente positivo de una
    molécula, es atraído por el par de electrones no
    compartidos del átomo electronegativo de otra,
    dando lugar al enlace de H.

Dos moléculas de agua unidas mediante puente de
hidrógeno

40
Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de la
existencia del agua en estado líquido y sólido.
41
(No Transcript)
42
Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
43
(No Transcript)
44
  • Algunos compuestos típicos que contienen enlaces
    hidrógeno son 

45
  • Dos moléculas de metanol unidas mediante puente
    de hidrógeno

46
(No Transcript)
47
  • Enlace metálico Atracción electrostática entre
    los electrones de valencia y las partes centrales
    de átomos cargadas positivamente.

48
Enlace metálico.
  • Se da entre átomos metálicos.
  • Todos tienden a ceder e .
  • Los cationes forman una estructura cristalina, y
    los e ocupan los intersticios que quedan libres
    en ella sin estar fijados a ningún catión
    concreto (mar de e ).
  • Los e están, pues bastante libres, pero
    estabilizan la estructura al tener carga
    contraria a los cationes.
  • Se forma al mismo tiempo una nube o mar de
    electrones conjunto de electrones libres,
    deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo
    en particular.

49
(No Transcript)
50
(No Transcript)
51
Cuando se aplica voltaje a un metal, los
electrones se mueven con facilidad y conducen la
corriente
52
  • RECUERDA QUE .......
  • El enlace metálico se da sólo en los metales .
  • Los átomos de metal pierden electrones que le
    sobran, formándose cationes.
  • Se dice que estos e- se encuentran deslocalizados
    ( no están en un lugar fijo) formándose redes
    cristalinas.
  • Los cationes permanecen unidos debido a los e-
    que rodean al metal.

53
Propiedades físicas y estructurales de los
materiales asociados con el tipo de enlace
atómico.
Propiedades Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico Enlace de Van der Waals
Estructurales No direccional, determina estructuras de alta coordinación Especialmente dirigido y numéricamente limitado, determina estructuras de baja coordinación y baja densidad No direccional, determina estructuras de alta coordinación y alta densidad Análogo al metálico
Mecánicas Resistente, cristales de gran dureza Resistentes y de gran dureza, poca ductilidad Resistencia variable, presentan por lo general plasticidad Baja resistencia, cristales blandos
Térmicas Medianamente alto punto de fusión, bajo coeficiente de expansión, iones al estado líquido Alto punto de fusión, baja expansión térmica, moléculas al estado líquido Punto de fusión variable, gran intervalo de temperaturas al estado líquido Bajo punto de fusión, alto coeficiente de expansión
Eléctricas Aisladores moderados, conducción por transporte iónico en el estado líquido. Aisladores en el estado sólido y líquido Conductores por transporte electrónico Aisladores
Ópticas y magnéticas Absorción y otras propiedades son características de los iones individuales Alto índice de refracción, absorción totalmente diferente en soluciones y/o gases Buenos reflectores de la radiación visible Propiedades características de las moléculas individuales
54
ELECTRONEGATIVIDAD
  • Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones
    cuando esta enlazado a otro elemento
  • Los valores de E.N. Son útiles para predecir el
    tipo de enlace que se puede formar entre átomos
    de diferentes elementos.

55
VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
56
electronegatividad
determina
El tipo de enlace
que
puede darse entre
Átomos diferentes
Átomos iguales
En los cuales
En los cuales
La diferencia de E.N.
La diferencia de E.N.
Diferente de cero
Cero
y el enlace puede ser
y el enlace es
iónico
covalente polar
Covalente puro o no polar
Diferencia de E.N.
Diferencia de E.N.
ejemplo.
H2 Cl2 N2
mayor que 2
Entre 0 y 2
57
Polaridad de los enlaces y electronegatividad
La electronegatividad es una propiedad que ayuda
a distinguir el enlace covalente no polar del
enlace covalente polar Si existe una gran
diferencia de electronegatividad entre los
átomos, tenderá a formar enlaces iónicos (NaCl,
CaO) Si los átomos tienen electronegatividades
similares tienden a formar entre ellos, enlaces
covalentes polares porque el desplazamiento de la
densidad electrónica es pequeño. Solo los
átomos de un mismo elemento, con igual
electronegatividad pueden unirse por medio de un
enlace covalente puro.
58
Generalización
  • Cuanto más grande es la diferencia en
    electronegatividadentre dos átomos más polar
    es el enlace.


59
Clasificación de enlaces por diferencia en
electronegatividad
Diferencia
Tipo de enlace



0
Covalente
? 2
Iónico
0 lt y lt2
Covalente polar
60
Cs 0.7
Cl 3.0
3.0 0.7 2.3
Iónico
H 2.1
S 2.5
2.5 2.1 0.4
Covalente polar
N 3.0
N 3.0
3.0 3.0 0
Covalente
61
Ejemploa) Ordene según la polaridad creciente,
basándote en los valores de electronegatividades
de la tabla adjunta, los enlaces siguiente
HF, HO, HN, HC, CO y
CClElemento F O Cl N C S HElectronegat.
4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
  • RESP.-
  • HC lt CCl lt HN lt CO lt HO lt HF

62
Ejercicios
1.- a) Cuántos enlaces covalentes hay en una
molécula de cloruro de hidrógeno?, b) Cuántos
pares de electrones no compartidos tiene? 2.-
Use la tabla periódica para a) ordenar los
siguientes átomos por electronegatividad
decreciente Br, Cl, Fe, K, Rb b) marcar los
átomos unidos con los enlaces con cargas
parciales positivas (? ) y negativas (? -)
i) Al F y Al Cl, ii) C Si y
C C iii) K Br y Cu Br iv) Mg
Cl y Ca Cl.
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