Enlace quimico ctp dos cercas 2014
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ENLACE QUÍMICO María Sanabria J
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ENLACE QUÍMICO
María Sanabria J
Los ladrillos del Universo
Desde antiguo el ser humano ha utilizado
barro, piedras y otros elementos para
construir….
Los ladrillos del Universo
De igual manera la
materia es una especie
de construcción en que
las diferentes piezas
que la forman son los
átomos.
ATOMOS
La unidad más pequeña posible de un elemento
químico.
Iones
Ion, partícula que
se forma cuando un
átomo neutro o un
grupo de átomos
ganan o pierden
uno o más
electrones.
Catión +
Anión -
Molécula
Las moléculas están constituidas por
átomos de diferentes elementos. Forma
parte de un compuesto
Reacción Química
Todo cambio químico que forma sustancias
diferentes a las que le dieron origen.
Por ejemplo las reacciones biológicas
Reacción Química
El sodio es un metal blando y plateado, reacciona con el cloro un gas verdoso, para formar cloruro de sodio ( sal de mesa)
Ecuación Química
Representación mediante símbolos de las
reacciones químicas.
Toda ecuación química tiene asociada
una reacción química.
Pero NO TODA REACCIÓN QUÍMICA
PRESENTA UNA ECUACIÓN QUÍMICA
Na(S)+ Cl2(g) NaCl(s)
Leyes fundamentales de las combinaciones Químicas
Principio de Electroneutralidad
Ley de la Conservación de la masa
Ley de las Proporciones Múltiples
Ley de las Proporciones Definidas
Principio de Electroneutralidad (pag.156)
La suma total de las cargas de un compuesto
debe ser cero.
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794)
La materia no se crea ni se destruye
durante un cambio químico.
Reacción Química no hay un cambio
detectable de la Masa.
Ley de Conservación de la Masa pág. 157
Ley de Proust
Joseph Louis Proust (1754-1826)
Un compuesto siempre contienen
elementos en proporciones definidas y
constantes
Ley de las Proporciones Definidas pag.157-58
Ley de Dalton
La formación de los compuestos está en relación
con números sencillos o fracciones simples.
Se observa en la representación de los compuestos.
Por ejemplo CO ( monóxido de carbono)
CO2 (dióxido de carbono )
Son dos compuestos diferentes
Ley de Proporciones Múltiples pag.158
Fórmulas Químicas
Se utilizan para representar compuestos químicos
Empírica
Molecular
Estructural
Las fórmulas de los compuestos se determinan de manera experimental por medio de la espectrometría de masa
Fórmulas Químicas
Empírica Molecular Estructural
Clase de átomos Forma la molécula Relación + simple
Clase de átomos Proporción real
Tipo de átomos Representación
gráfica
Empírica Molecular Estructural
CH3
C2H6
Etano
H2O H2O
Agua
NH3 NH3
Amoníaco
H H
H C C H
H H
Teorías de Enlace
Teoría del Enlace Valencia (T.E.V):
En esta teoría indica que los electrones
que participan en el enlace son de
valencia. Explica aspectos como:
Geometría Molecular. Se basa en los
principios de la Mecánica Cuántica.
Explica la formación de enlaces pi y sigma,
Teoría de Orbitales Moleculares
Los enlaces covalentes de las moléculas
se forman por solapamiento de orbitales
atómicos, de manera que los nuevos
orbitales moleculares pertenecen a la
molécula entera y no a un solo átomo.
Teoría de Orbitales Moleculares
Explica:
Formación de enlaces simples, dobles y
triples.
Formación de hibridaciones de carbono sp,
sp2, sp3.
Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de Capa de Valencia (TRPECV):
Se basa en la Ley de Columb de repulsión
de cargas de igual signo, deben
acomodarse a la mayor distancia posible.
Los pares de electrones se repelen entre
si, por lo tanto trataran de acomodarse con
el fin de minimizar las repulsiones entre
ellos.
Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de Capa de Valencia (TRPECV):
Explica
La Geometría Molecular de las moléculas
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
Los Átomos, iones se mantiene unidos mediante una fuerza denominada enlace químico.
Fuerza de atracción mantienen unidos los átomos o iones en un compuesto químico.
Los tipos de enlace presentes en las sustancias determinan sus propiedades físicas y químicas
Tipos de Enlaces
Enlaces
Iónico Covalente Metálico
Electrones pasan de un átomo a otro
Los electrones se comparten
Electrones se mueven Entre los orbitales de los átomos metálicos
Electronegatividad
Electronegatividad se define como la
capacidad relativa de un átomo para
atraer los electrones que participan en
un enlace químico.
Aumenta en un período de izquierda a
derecha y en un grupo disminuye de
arriba hacia abajo.
Insert Figure 8.6
Electronegatividades de los
Elementos según la escala de Pauli
Electronegatividad
De manera general se establece que entre más hacia la derecha esta un elemento en la TP, mayor es su electronegatividad.
F es el más electonegativo con un valor según la escala de Pauli de 4.
Cs es el menos electronegativo con O.7.
Cl is 3.0 H is 2.1 S is 2.5
O is 3.5 Na is 0.9 Br is 2.8
C is 2.5 N is 3.0 I is 2.5
Criterio de la Electronegatividad en enlace Químico
Diferencia de electronegatividades entre los
átomos de los elementos forman un enlace
Mayor a 1.7 es Iónico
Menor de 1.7 es Covalente polar
Entre 0 y 0.4 es Covalente no polar
Insert graphic at top of
page 223
El carácter iónico del enlce incrementa
con la diferencia de lectronegatividad
ENLACE IÓNICO
Enlace Iónico
Este enlace ocurre cuando
hay una transferencia de
electrones de un átomo
electropositivo hacia otro
electronegativo.
Por ello los átomos forman
iones,
Mediante fuerzas de origen
electroestático.
Un enlace sin dirección.
Red Cristalina
Enlace Iónico
Cada ión sodio se encuentra rodeado de
seis iones cloruro.
Dentro de la red cristalina se da máximo de
atracción mínima repulsión.
El conjunto el cristal es eléctricamente
neutro.
Propiedades de los compuestos iónicos
1. Son sólidos a temperatura ambiente.
2. En estado sólido no conducen la
electricidad, pero si en disolución.
3. Poseen altos puntos de fusión entre 300 a
1000 C.
4. Son duros pero frágiles en forma cristalina
5. Son solubles en agua y otros disolventes
polares
Compuestos iónicos en disolución
Cuando los compuestos iónicos se se disocian en agua.
Disolución es un PROCESO FISICO
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
Esta disolución que conduce la electricidad se llama electrolito.
H2O
Clasificación de las sustancias según su conductividad
Covalente
Metal
Iónico disuelto en agua ELECTROLITO
ENLACE METÁLICO pag.192-193
Enlace Metálico (Pag.202)
Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Movilidad de los electrones
Los iones positivos del
metal se encuentran
inmersos en una red
de electrones móviles.
Se presenta en la
mayoría de los
elementos de
transición.
Enlace Metálico
Características de los
sólidos metálicos
1. Conductividad Eléctrica: Debido a la gran movilidad de los electrones.
2. Conductividad Térmica: Debido a la gran movilidad de los electrones.
3. Brillo: Refleja la luz.
4. Blandos y deformables: Se deforman sin romper la estructura cristalina. Ductiles (forma hilos) y malebles (láminas).
5. Aumentar su dureza al formar aleaciones. Ejemplo: bronce, acero
ENLACE COVALENTE
(169-177)
Gilbert Newton Lewis 1875- 1946
Sugirió en 1916 que los átomos pueden
alcanzar la estructura de un gas noble al
compartir sus pares de electrones.
Estos enlaces los llamo Covalentes
Enlace Covalente ( pág. 169)
Es la unión de átomos que comparten uno
o varios pares de electrones.
Se presentan en átomos son iguales o
presentan pequeñas diferencias en su
electronegatividad.
Electronegatividad
Capacidad de un átomo de un elemento de atraer
hacia sí los electrones compartidos de su enlace
covalente con un átomo de otro elemento.
Enlaces covalentes que forman ciertos elementos de la Tabla Periódica
Características de las sustancias covalentes.
1. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseoso.
2. Presentan puntos de fusión y ebullición bajo.
3. Malos conductores de la electricidad y el calor.
4. Por lo general son compuestos orgánicos.
5. Sustancias poco reactivas, se disuelven en
disolventes orgánicos como el benceno y éter
6. Existen en forma de moléculas en estado de
vapor.
7. Son blandos.
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Representación de los Enlaces
Covalentes
Estructuras de Lewis y configuración electrónica
Estructuras de Lewis
Estructura de Lewis
Tipos de Enlace covalente
Covalente
Polaridad Enlaces Covalente Coordinado
NO POLAR apolar
POLAR SENCILLO DOBLE TRIPLE
Enlace Covalente No Polar o Covalente Puro
La molécula esta formada por átomos
iguales, no presenta diferencias de
electronegatividad.
Los electrones compartidos son atraídos por
ambos núcleos con la misma intensidad.
Enlace Covalente Polar
Los átomos que se enlazan tienen una
electronegatividad diferente, en la molécula
se establece polo positivo y otro negativo.
Entre mayor es la diferencia de
electronegatividad mayor es la polaridad.
Representación de los Enlaces Polar
H-Cl:
: :
La pareja de los electrones se localiza más cerca del
elemento más electronegativo. Se producen cargas
parciales.
H-Cl:
: :
d+ d- : d+ es elemento menos electronegativo.
d- es elemento más electronegativo
Insert fig 8.8
Cloruro de Hidrógeno una
Molecula Polar
Enlace covalente coordinado o Covalente Dativo
Se caracteriza porque los electrones compartidos viene de uno de los átomos que se enlazan DONADOR y otro que simplemente los recibe o ACEPTOR.
Este tipo de compuestos se les denomina de Octetos expandidos, pues tiene más de 8 electrones a su alrededor.
Enlace Covalente Dativo y Simple
Enlaces dobles y triples
Algunos elementos comparten varios electrones forman
enlaces covalentes múltiples.
Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno ,
carbono y nitrógeno. Familia VI y Familia V.
La superposición a lo largo de un mismo eje da lugar a
enlaces de tipo θ (sigma) y la superposición a lo largo de
ejes paralelos, a enlaces de tipo π (pi).
Enlaces sencillos son TODOS SON SIGMA
Enlaces Doble
En efecto, el oxígeno es un elemento que se
encuentra en la sexta columna del sistema
periódico por lo que tiene seis electrones
de valencia y le faltan dos para completar
el octeto.
Doble enlace esta formado por un enlace sigma y uno pi
Enlaces Múltiples
En los enlaces triples se comparten tres pares de electrones
Se presentan un enlace sigma y dos enlaces pi
Figuras
La flecha señala un
enlace
Covalente polar
Todos los enlaces de la
molécula
Covalentes simples
La flecha señala un
enlace
Covalente coordinado
La figura representa un enlace
Covalente no polar
1 2 3
La estructura del 1- peten-3-ino, presenta átomos de carbono con hibridación:
1__________ 2_________3_________
La figura anterior es un ejemplo de
Enlace Iónico
La figura representa
Enlace metálico
La figura anterior representa la
Ley de conservación de la masa
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Sal disuelta en
agua capaz de
conducir la
corriente eléctrica.
Electrolito
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Un elemento que
tiene varios números
de oxidación puede
dar origen a varios
compuestos
diferentesal disuelta
en agua capaz de
conducir la corriente
eléctrica.
Ley de las
Proporciones Múltiples
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Sustancia pura
formada por dos o
más elementos que
poseen propiedades
físicas y químicas
distintas a los
elementos que le
dieron origen.
Compuesto
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Son las fuerzas que
se establecen entre
las moléculas, son
las que se deben
vencer para pasar de
un estado físico a
otro.
Fuerzas
intermoleculares
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Se utiliza para
representar la
formación de los
enlaces covalentes
por parte de los
electrones de
valencia en los
compuesto
Estructura de Lewis
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Disposición de los
átomos de una
molécula en el
espacio, indica el
ángulo de enlace
geometría molecular
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Fuerza de
interacción
electroestática que
mantiene unidos a
los átomos,
moléculas y los iones
en los cristales.
Enlace Químico
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
La formación de un
compuesto, el
conjunto formado
debe ser
eléctricamente
neutro sin capacidad
de combinación.
Electroneutralidad
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Los enlaces
covalentes de las
moléculas se forman
por solapamiento de
orbitales atómicos,
de manera que los
nuevos orbitales
moleculares
pertenecen a la
molécula entera y no
a un solo
T. Orbital Molecular
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Los pares de
electrones se
repelen entre si, por
lo tanto trataran de
acomodarse con el
fin de minimizar las
repulsiones entre
ellos.
T. R.P.E.C.V
1. Electrolito
2.Teoría del
Orbital Molecular
3.Enlace Químico
4.Compuesto
5.TRPECV
6.Geometría Molecular
7. Estructura de Lewis
8. Electroneutralidad
9. Electronegatividad
10. Ley de las Proporciones
Múltiples
11. Fuerzas intermoleculares
Medida de la
tendencia de un
átomo en un enlace
covalente atraer
hacia si los
electrones
compartidos.
Electronegatividad
