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Enlace Químico


Fuerza de interacción que
  mantiene unidos a los
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Valencia


Se usa para describir el poder
 que tiene un elemento para
    combinarse con otro.
Electrón de valencia
Electrones de valencia son
  los electrones del nivel
        mas exterior
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Electrón de valencia
Ejemplo:
Regla del Octeto
                            Gilbert Newton Lewis
los átomos al enlazarse
   “tienden” a adquirir
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Regla del Octeto
Regla del Dueto
     Consiste en que el H2, al
combinarse con otro elemento, ya
  sea en un enlace iónico o un
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Electronegatividad

 El tipo de enlace estará dado en
     relación a la diferencia de
   electronegatividad entre los
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Electronegatividad
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Estructura de Lewis
  Es la representación del modo en
 que se atribuyen los electrones de
      valencia, en una molécula...
Estructura de Lewis
 Es la representación del modo en
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     valencia, en una molécula.

...
Estructura de Lewis
      Ejemplo: H2
          H: 1s1
    1 e- de valencia
 adquirir 1 y compartir 1
Estructura de Lewis
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     O: 1s2 2s2 2p4
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 adquirir 2 y compartir 2
Estructura de Lewis
      Ejemplo: N2
     N: 1s2 2s2 2p3
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 adquirir 3 y compartir 3
Estructura de Lewis
Enlaces Interatómicos
Enlace Iónico

Es el proceso de unión que
 conlleva la formación de
 Iones de signos opuestos
   que se atraen entre si.
Enlace Iónico
  METAL + NO METAL
 METAL   pierde   (Catión)      e -

NO METAL Gana e - (Anión)

      Los iones de distin...
Enlace Iónico
Propiedades compuestos iónicos
 ► Sólidos y duros a ta.
 ► Elevados puntos de fusión y ebullición.
 ► Solubl...
Enlace Iónico




   Átomo             Átomo              ION            ION
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   Cuando 2 o mas átomos
 comparten electrones hasta
 completar su capa externa.
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   NO METAL + NO METAL
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 * Moléc...
Propiedades compuestos Covalentes

  ► Suelen ser mas blandos que los iónicos.
  ►NO conducen electricidad.
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   Tipos de Enlace Covalente
    Polar                   Apolar
 Múltiple: doble o triple      Simple
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     Coordinado
  Aquel en el cual el
  par de electrones
    del enlace lo
  aporta uno de los
       á...
Enlace Metálico

 Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los
  elementos metálicos; es decir, el...
MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES



 Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a la “nube
  electrónica" que e...
MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES
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 Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube
  común, no...
 En cuanto a la conductividad, se pueden dar 3 tipos de materiales:
    ◦Conductores: Son elementos metálicos los cuales ...
Propiedades de los metales


 Las propiedades que se dan en los metales son consecuencia del tipo de
  enlace que se da e...
Comparación entre los tipos
       de enlace
Enlaces Intermoleculares
Fuerza Intermolecular


Cualquier tipo de atracción
  entre moléculas que no
 suponga cambio químico.
Fuerzas de Van der Waals
El término "fuerzas de van der Waals"
engloba colectivamente a las fuerzas
de atracción entre las...
Fuerzas ion-dipolo


 Son las que se establecen
entre un ión y una molécula
           polar.
Fuerzas dipolo-dipolo


 Cuando dos moléculas polares
   (dipolos) se aproximan, se
 produce una atracción entre el
polo p...
Fuerzas dipolo-dipolo inducido


Tienen lugar entre una
 molécula polar y una
   molécula apolar.
Enlace de Hidrogeno

 Cuando el átomo de hidrogeno esta unido a
 átomos muy electronegativos (F,O,N) queda
 prácticamente ...
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  1. 1. Uniones Químicas
  2. 2. Uniones químico Enlace Valencia Reglas del Octeto y dueto Electronegatividad Estructuras de Lewis Tipos de enlaces
  3. 3. Uniones químico Tipos de enlaces Interatómicas Intermoleculares Puentes de H2 Iónicas Covalentes Metálicas Fuerzas de Van Der Polar Waals Apolar Coordinada
  4. 4. Enlace Químico Fuerza de interacción que mantiene unidos a los átomos.
  5. 5. Valencia Se usa para describir el poder que tiene un elemento para combinarse con otro.
  6. 6. Electrón de valencia Electrones de valencia son los electrones del nivel mas exterior Ejemplo: Na (z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1
  7. 7. Electrón de valencia Ejemplo:
  8. 8. Regla del Octeto Gilbert Newton Lewis los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble mas próximo.
  9. 9. Regla del Octeto
  10. 10. Regla del Dueto Consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para a completar su orbital con 2 electrones
  11. 11. Electronegatividad El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto
  12. 12. Electronegatividad
  13. 13. Electronegatividad
  14. 14. Estructura de Lewis Es la representación del modo en que se atribuyen los electrones de valencia, en una molécula. Electrones  Punto, cruces o círculos
  15. 15. Estructura de Lewis Es la representación del modo en que se atribuyen los electrones de valencia, en una molécula. Enlace de par de electrones  línea
  16. 16. Estructura de Lewis Ejemplo: H2 H: 1s1 1 e- de valencia adquirir 1 y compartir 1
  17. 17. Estructura de Lewis Ejemplo: O2 O: 1s2 2s2 2p4 6 e- de valencia adquirir 2 y compartir 2
  18. 18. Estructura de Lewis Ejemplo: N2 N: 1s2 2s2 2p3 5 e- de valencia adquirir 3 y compartir 3
  19. 19. Estructura de Lewis
  20. 20. Enlaces Interatómicos
  21. 21. Enlace Iónico Es el proceso de unión que conlleva la formación de Iones de signos opuestos que se atraen entre si.
  22. 22. Enlace Iónico METAL + NO METAL METAL pierde (Catión) e - NO METAL Gana e - (Anión) Los iones de distintas cargas se atraen eléctricamente , se ordenan y forman una red iónica o cristal iónico. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.
  23. 23. Enlace Iónico Propiedades compuestos iónicos ► Sólidos y duros a ta. ► Elevados puntos de fusión y ebullición. ► Solubles en Agua y similares .Insolubles en solventes orgánicos (benceno). ► NO conducen electricidad en estado solido, Pero si en estado disuelto o fundido (electrolisis ). ► Al intentar deformarlos se rompe el cristal. (fragilidad)
  24. 24. Enlace Iónico Átomo Átomo ION ION NA Cl NA + Cl - Na (z=11): Cl (z=17): 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 NaCl
  25. 25. Enlace Iónico
  26. 26. Enlace Iónico
  27. 27. Enlace Covalente Cuando 2 o mas átomos comparten electrones hasta completar su capa externa.
  28. 28. Enlace Covalente NO METAL + NO METAL Átomos Comparten electrones Los compuestos covalentes pueden ser: * Moléculas (H2, O2. HCl, glucosa, proteína, etc.) * Redes (grafito, Silicatos, etc.)
  29. 29. Propiedades compuestos Covalentes ► Suelen ser mas blandos que los iónicos. ►NO conducen electricidad. ► Solubilidad: ☻ Moléculas apolares - Apolares ☻ Moléculas Polares - Polares ►Bajos puntos de fusión y ebullición.
  30. 30. Propiedades compuestos Covalentes ►A ta pueden ser: ☻Gases ( H2,Cl2,O2, HCl, etc.). ☻Líquidos (Br2, H2O, etanol, acetona, benceno, etc.) ☻Sólidos (l2, glucosa etc.)
  31. 31. Enlace Covalente
  32. 32. Enlace Covalente Tipos de Enlace Covalente Polar Apolar Múltiple: doble o triple Simple Coordinado o dativo
  33. 33. Enlace Covalente Polar Apolar Este se forma cuando dos Éste enlace se forma cuando átomos del mismo elemento se unen, o bien, cuando se forman se comparten pares de moléculas simétricas o cuando la electrones entre los átomos electronegatividad de los dos que reaccionan y forman elementos son exactamente compuestos iguales.
  34. 34. Enlace Covalente Simple Múltiple H H S O
  35. 35. Enlace Covalente Simple Múltiple H H N N
  36. 36. Enlace Covalente Coordinado Aquel en el cual el par de electrones del enlace lo aporta uno de los átomos.
  37. 37. Enlace Metálico  Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Habitualmente, las sustancias metálicas están formadas por átomos de un solo elemento aunque también se obtienen por combinaciones de elementos (aleaciones).  Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico: 1) El modelo de la nube de electrones. 2) La teoría de bandas. (No lo estudiaremos)
  38. 38. MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES  Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a la “nube electrónica" que engloba a todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.  En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red.
  39. 39. MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES
  40. 40. MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES  Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los "restos positivos".  Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de la diferente conductividad de algunos metales.
  41. 41.  En cuanto a la conductividad, se pueden dar 3 tipos de materiales: ◦Conductores: Son elementos metálicos los cuales son capaces de conducir la corriente eléctrica, debido a que la banda de valencia y la banda de conducción están juntas, permitiendo el paso libre de los electrones de una banda a otra. ◦Aislantes: Son los elementos que no son capaces de conducir la corriente eléctrica. La banda de valencia y la banda de conducción están separadas por una gran brecha energética que impide la conducción. ◦Semiconductores: Son los elementos cuya brecha energética prohibida es menor y se puede alcanzar la banda de conducción en determinadas circunstancias.
  42. 42. Propiedades de los metales  Las propiedades que se dan en los metales son consecuencia del tipo de enlace que se da entre sus átomos. Algunas de estas propiedades son:  A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.  Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido al movimiento de los electrones. Se les llama conductores. Al aumentar la temperatura disminuye la conductividad por incrementarse el rozamiento entre los electrones.  Presentan brillo característico.
  43. 43. Comparación entre los tipos de enlace
  44. 44. Enlaces Intermoleculares
  45. 45. Fuerza Intermolecular Cualquier tipo de atracción entre moléculas que no suponga cambio químico.
  46. 46. Fuerzas de Van der Waals El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares)
  47. 47. Fuerzas ion-dipolo Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.
  48. 48. Fuerzas dipolo-dipolo Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra.
  49. 49. Fuerzas dipolo-dipolo inducido Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar.
  50. 50. Enlace de Hidrogeno Cuando el átomo de hidrogeno esta unido a átomos muy electronegativos (F,O,N) queda prácticamente convertido en un protón, ese átomo “desnudo” atrae fuertemente ala zona de carga negativa de otras moléculas.
  51. 51. Uniones químico Enlace Valencia Reglas del Octeto y dueto Electronegatividad Estructuras de Lewis Tipos de enlaces
  52. 52. Uniones químico Tipos de enlaces Interatómicas Intermoleculares Puentes de H2 Iónicas Covalentes Metálicas Fuerzas de Van Der Polar Waals Apolar Coordinada

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