2. INTRODUCCION.
Los elementos forman compuestos
con características totalmente
diferentes
Na + Cl ---------- NaCl
H + O -------- Agua
Pero, ¿qué mantiene unidas las
partículas de estos compuestos?
3. ENLACE QUIMICO
Las fuerzas que mantienen unidos a
los átomos para formar moléculas
reciben el nombre de enlace
químico. Son de carácter eléctrico e
intervienen los electrones periféricos
(orbitales s y p) en los elementos
representativos.
4. Para los de transición, los electrones
de los orbitales d y para los de
transición interna los de los orbitales f.
5. Entonces, el enlace químico es la
fuerza de unión entre átomos que son
de la misma o diferente especie y
forman moléculas de elementos o
moléculas de compuestos.
6. CLASIFICACION DEL ENLACE
QUIMICO
Puede ser: ATOMICO o
MOLECULAR.
A su vez el enlace atómico puede ser:
IONICO.
COVALENTE: Simple, doble triple.
Coordinado, polar y no polar.
METALICO.
7. Enlace molecular puede ser:
Fuerzas de Vander Waals: Dipolo
permanente-dipolo permanente,
Dipolo inducido-dipolo inducido y
dipolo permanente-dipolo inducido.
Puentes de Hidrogeno.
8. REGLA DEL OCTETO
Fue enunciada en 1916 por Walter
Kossel y Gilbert N. Lewis. Establece
que al formarse un enlace químico los
átomos ganan, pierden o comparten
electrones para lograr un estructura
electrónica estable y similar a la de un
gas raro.
9. Por ejemplo al unirse el sodio con el
cloro para formar el cloruro de sodio,
el sodio tendrá la estructura interna
del Neón y el cloro la del Argón.
10. REPRESENTACION DE ENLACES
CON ESTRUCTURA DE LEWIS.
En la estructura de Lewis los
electrones de los orbitales externos se
representan por medio de cruces o
puntos alrededor del átomo central.
Estos puntos o cruces solo son
ilustrativos.
11.
12. ENLACE IONICO.
Ocurre cuando hay transferencia
completa de electrones de un átomo a
otro. El átomo que pierde electrones se
convierte en catión y el que acepta en
anión. El numero de electrones
ganados o perdidos determina la
valencia o numero de oxidación del
elemento.
La diferencia de electronegatividades
entre anión y catión debe de ser
mayor o igual a 1.7.
13.
14. Al enlace iónico también se le llama
electrovalente ya que la fuerza de
atracción de iones de distinta carga es
de carácter electrostático.
15. ENLACE COVALENTE
Se forma cuando los átomos que se
combinan comparten electrones. La
estructura de Lewis es una
herramienta muy útil para
representarlos.
16. Este tipo de enlace es mas común
entre átomos de la misma o
semejante especie, o sea, átomos con
electronegatividades iguales o
ligeramente diferentes. Ejemplo
N - N O – O
C - O
17. ENLACE COVALENTE SIMPLE.
Se lleva a cabo cuando se comparte
un para de electrones entre dos
átomos.
Cl - Cl H - H
H - O - H
18. La sacarosa (azúcar de mesa), la
gasolina y el petróleo crudo, son
ejemplos de compuestos covalentes
de uso cotidiano.
19. ENLACE METALICO.
Consiste en un conjunto de cargas
positivas que son los centros de los
átomos metálicos y los electrones
periféricos, los átomos se encuentran
unidos entre si por una nube de
electrones de valencia que rodea a los
kernels.
20.
21. Podemos representar a un metal
como un enrejado de cationes
colocados en los nudos de una red
cristalina y sumergidos en un mar de
electrones.
22. En el enlace metálico los electrones
pueden moverse en todos sentidos,
contrario al enlace covalente en
donde los electrones están situados
en una posición rígida.
23. Debido a la gran movilidad de los
electrones de valencia, los metales
son buenos conductores del calor y la
electricidad y esto explica también su
ductilidad y maleabilidad.
24.
25.
26.
27. EJEMPLOS DE ENLACES
C0VALENTES:
Covalente Simple:
H – H H – O – H
Covalente Doble:
O = O O = C = O
Covalente Triple:
N N H – C C - H
28. ENLACE COVALENTE COORDINADO
Se lleva acabo cuando dos átomos
comparten un par de electrones pero
solo lo aporta un solo átomo, por
ejemplo el acido sulfúrico.
29. ENLACE COVALENTE POLAR
Se lleva a cabo cuando los átomos
que se unen tienen
electronegatividades diferentes, lo que
da por resultado una molécula polar,
es decir con un polo positivo y otro
polo negativo. Por ejemplo el HCl.
NOTA: La diferencia de
electronegatividades debe de ser
menor de 1.7.
30. ENLACE COVALENTE NO POLAR
Los átomos que se unen tienen
electronegatividades iguales.
Por lo tanto la diferencia de
electronegatividades es igual a cero.
Ejemplo la molécula de Flúor.
31. ENLACES MOLECULARES.
1.- Fuerzas de Van der Waals: Son débiles
atracciones electrostáticas entre moléculas.
Es el enlace mas débil de todos, se llama
también Residual o de Polarización.
32. A) Dipolo permanente-dipolo
permanente: Se lleva a cabo entre
moléculas polares (tienen un polo
positivo y uno negativo). El positivo se
deriva del núcleo de los átomos y el
negativo de los electrones. Ej. NaCl.
33. B) Dipolo inducido-dipolo inducido: Se
lleva acabo entre moléculas no
polares pero que instantáneamente
son inducidas a formar polos.
34. C) Dipolo permanente-dipolo inducido:
se lleva a cabo entre una molécula
polar y una no polar.
35. PUENTES DE HIDROGENO
Se lleva a cabo entre moléculas que
contienen hidrogeno y un elemento muy
electronegativo. El H de la molécula se
une a dicho elemento de otra. Ejemplo el
agua y el ácido fluorhídrico.