1 Enlace Químico
2 Contenidos 1 Concepto y clasificación 2 Regla del octeto 3Enlace iónico 3 Enlace Covalente 4 Química
3 Química
4 Química
5 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
6 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
7 Formación de un Cristal Química
8 Clasificación de enlaces0 ─── ≤ 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
9 Enlace Iónico Enlace Iónico Iones libresUn 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
10 El sodio le transfiere un electrón al cloro por lo que éste queda con carga negativa. Química
11 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
12 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
13 Ejemplo de enlace iónico Química
14 Importancia de los ionesMuchos 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
15 Na+ Impulso nervioso K+ Impulso NerviosoLos iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso. Na+ Impulso nervioso K+ Química
16 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
17 Bomba de sodio/potasioEsta variación entre el exterior y el interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na+/K+) Química
18 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
19 Función del calcio Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal. Química
20 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
21 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
22 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
23 Regla del octeto A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel), sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo F : .. Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F. Química
24 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
25 ejemplo Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir: : F .. C .. C F .. : como Química
26 Ejemplos inorgánicos C : O .. C : O .. Dióxido de carbono : N C H : NCianuro de hidrógeno Química
27 Ejemplos orgánicos C H C : .. H Etileno : C H Acetileno C H Química
28 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
29 Escala de electronegatividadLa electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica. La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo. Química
30 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
31 Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividadGeneralización 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
32 Porcentaje de carácter iónicoNaCl Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad Cl Electronegatividad Na Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 67% Química
33 MgF2 Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad F 4.0Electronegatividad Mg 1.2 Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 86% Química
34 Porcentaje de carácter covalenteDeterminación 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
35 Enlace covalente puro o no polarDeterminación 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
36 Enlace covalente dativo Química
37 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
38 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
39 Contenidos 1 Estructuras de Lewis 2 Excepciones a regla del octeto 3Fuerzas dipolo-dipolo 3 Fuerzas de dispersion 4 Puente de hidrógeno 5 Química
40 Amoníaco Química
41 Química
42 Dióxido de Carbono Enlace covalente doble www.raulher.wordpress.comQuímica
43 Química
44 Nitrógeno Enlace covalente triple Química
45 Ácido Carbónico Química
46 Bicarbonato y Carbonato Química
47 Ácido Sulfúrico Química
48 Excepciones a Regla del OctetoText número par de e- Molécula con menos de 8e- molécula con más de 8e- Regla del Octeto Excepciones a la Química
49 Número Impar de ElectronesEn 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
50 Menos de ocho electronesUna 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
51 Química
52 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
53 Fuerzas intermolecularesLas fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula. Química
54 Clasificación Fuerzas Intermoleculares Fuerzas electromagnéticasDipolo- dipolo Dispersión P.hidrógeno Company Logo
55 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
56 Fuerzas de Dispersión o LondonSon 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
57 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
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