Enlace Qu

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Enlace Químico

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Contenidos
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Enlaces y Moléculas
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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.

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

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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
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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
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Ejemplo de enlace iónico
Química
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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.

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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
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• 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.

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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)

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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.

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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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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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• 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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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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• 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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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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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
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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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