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Enlaces químicos fácil

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Enlaces químicos: clasificación con ejemplos fácil de analizar para estudiantes de secundaria

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Enlaces químicos fácil

  1. 1. ENLACES QUÍMICOS.- FÁCIL
  2. 2. ¿Qué es un enlace químico?  Son fuerzas de atracción que mantienen unidos los: Átomos en las moléculas Iones en los cristales
  3. 3. ¿Qué determinan los enlaces químicos en las sustancias?  Propiedades físicas y químicas
  4. 4. ¿Cuáles son las clases de enlaces químicos? ENLACES QUÍMICOS IÓNICOS COVALENTES METÁLICOS PUENTES DE HIDRÓGENO COVALENTE POLAR COVALENTE NO POLAR COVALENTE COORDINADO O DATIVO COVALENTE SIMPLE COVALENTE DOBLE COVALENTE TRIPLE Número de pares de electrones compartidos Como están compartidos los electrones
  5. 5. Enlaces Iónicos  El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad.
  6. 6. ¿Cómo se forma un enlace iónico?  Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química + Energía → + ē Átomo de sodio Ion sodio Un electrón Al perder un electrón un átomo de sodio reactivo Forma un ion sodio La pérdida de un electrón de valencia Produce un ion positivo con octeto completo de electrones Primero formaremos un ion de sodio ?
  7. 7. Ion sodio Durante la ionización un átomo metálico se oxida cuando pierde electrones de valencia
  8. 8. ¿Cómo se forma un enlace iónico?  Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química + Energía→ +ē Átomo de cloro Ion cloro Un electrón Al ganar un electrón un átomo de cloro reactivo Forma un ion cloro La ganancia de un electrón Produce un ion negativo con octeto completo de electrones Segundo formaremos un ion de cloro ? Cl-
  9. 9. Ion cloro Durante la ionización un átomo no metálico se reduce cuando gana electrones
  10. 10. Estamos listos para formar un enlace iónico Tomaremos como ejemplo la formación del cloruro de sodio NaCl + → + Cl- Átomo de sodio Átomo de cloro Ion sodio Ion cloro El electrón que el átomo de sodio pierde Lo gana un átomo de cloro Ion positivo sodio Ion negativo cloro Los metales tienen tendencia a perder ē para formar iones Los no metales tienen tendencia a ganar ē para formar iones
  11. 11. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Todos los compuestos iónicos puros son sólidos a temperatura ambiente; ninguno es gaseoso
  12. 12. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Los compuestos iónicos forman redes cristalinas
  13. 13. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Los puntos de fusión se halla entre 300 – 1000 0C Porque existen fuertes atracciones en el interior de los sólidos iónicos
  14. 14. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Los puntos de ebullición son muy altos fluctúan entre 1000 – 1500 0C Porque existen fuertes atracciones en el interior de los sólidos iónicos
  15. 15. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Muchos compuestos iónicos son solubles en agua Cuando los compuestos se disuelven en agua Los iones se disocian
  16. 16. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Permite que una sustancia conduzca electricidad Cuando los compuestos se disuelven en agua Los iones se disocian Reciben el nombre de electrólito
  17. 17. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
  18. 18. Ejemplos de compuestos iónicos Reacción química (ecuación química) Fórmula (no muestra las cargas de los iones) + → Mg2+ + MgCl2
  19. 19. ¿Cómo reconocer un compuesto iónico?  En su fórmula el compuesto está formado por un metal y no metal  Ejemplos: Sales halógenas (formadas por metales y no metales de la familia VI A, y VII A) Nombre del compuesto Fórmula Cloruro de litio LiCl Cloruro de magnesio MgCl 2 Cloruro de calcio CaCl 2 Sulfuro de potasio K2S Seleniuro de aluminio Al2Se3 Yoduro cúprico CuI 2
  20. 20. Enlaces Covalentes  Se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos.  El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble.  A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía
  21. 21. ¿Cómo se forma un enlace covalente?  Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química + Energía→ + Átomo de hidrogeno Los átomos de H no puede tomar un electrón del otro Comparten electrones (1 par) Produce una molécula de hidrógeno formaremos un enlace covalente Átomo de hidrogeno Los dos átomos tienen la misma atracción sobre los electrones Electronegatividad de H = 2,1 Diferencia 2,1 – 2,1 = 0
  22. 22. ¿Cuáles son las clases de enlaces covalentes? Clases de enlaces covalentes Atendiendo al número de electrones compartidos Simples Dobles Triples Atendiendo como están compartidos los electrones Polar Apolar Coordinado o dativo
  23. 23. Enlaces covalentes simples  Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos  Ejemplo:  La molécula de Hidrógeno (H2):  La molécula de cloro: En las fórmulas de Lewis de las moléculas, los enlaces se representan ya sea con un para de electrones compartidos o una raya en vez del par electrónico
  24. 24. Enlaces covalentes dobles  Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos.  Ejemplo:  La molécula de Oxígeno (O2):
  25. 25. Enlaces covalentes triples  Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos  Ejemplo:  La molécula de Nitrógeno (N2 ): Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo).
  26. 26. Enlaces covalentes puros o apolares  Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad o inferior a 0,47 para que los electrones enlazantes se compartan por igual.  Ejemplo:  La molécula de oxígeno (O2):  La molécula de cloro (Cl2)  La molécula de nitrógeno (N2) Son elementos diatómicos
  27. 27. EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE APOLAR Compuesto Fórmula Elemento químico Electronegatividad Diferencia electronegatividadPrimero Segundo Primero Segundo Molécula de oxígeno O2 No metal No metal 2,1 2,1 0 Molécula de cloro Cl2 No metal No metal 3,5 3,5 0 Molécula de nitrógeno N2 No metal No metal 3 3 0 Ácido telurhídrico H2S No metal No metal 2,1 2,1 0
  28. 28. Electronegatividad  Es una medida de la tendencia de un átomo en un enlace covalente a atraer hacia sí los electrones compartidos El menos electronegativo se carga positivamente El más electronegativo se carga negativamente Átomo de hidrógeno Átomo de cloro Los átomos de los elementos más electronegativos ejercen mayor atracción sobre los electrones
  29. 29. Enlaces covalentes polares  Los electrones se comparten manera desigual entre átomos diferentes La diferencia de electronegatividad oscila entre: 0,4 – 1,7
  30. 30. EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE POLAR Compuesto Fórmula Elemento químico Electronegatividad Diferencia electronegatividadPrimero Segundo Primero Segundo Cloruro de hidrógeno (Ácido clorhídrico) HCl No metal No metal 2,1 3 0,9 Ácido yodhídrico HI No metal No metal 2,1 2,66 0,56 Ácido bromhídrico HBr No metal No metal 2,1 2,8 0,7 Óxido fosforoso P2O3 No metal No metal 2,1 3,5 1,4 Dióxido de carbono CO2 No metal No metal 2,5 3,5 1
  31. 31. Enlaces covalentes coordinados Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos  Ejemplo: cloruro amónico (NH4Cl): El catión no es un átomo sino una especie poliatómica sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo: El hidrógeno dona un par de electrones
  32. 32. Enlaces covalentes coordinados Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos  Ejemplo: Radical hidronio El catión no es un átomo sino una especie poliatómica sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo: El oxígeno dona un par de electrones
  33. 33. EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE COORDINADO Compuesto Fórmula Elemento químico Quien dona/recibe ē Primero Segundo Dona Recibe Radical amonio (NH4)- No metal No metal H N Radical hidronio (H3O3)+ No metal No metal O H
  34. 34. PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE  Tienen bajos puntos de fusión y ebullición
  35. 35. PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE  Cuando se trata de cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores del calor y de la electricidad
  36. 36. PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE  Son bastante estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es fuerte y supone configuración electrónica de gas noble)
  37. 37. PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE  Algunos sólidos covalentes carecen de unidades moleculares: el diamante
  38. 38. PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE  Presentan baja diferencia de electronegatividad y en algunos casos es igual a cero, la diferencia es menor de 1,7
  39. 39. ENLACES METÁLICOS  Es la unión de los átomos en los cristales metálicos sólidos Los iones positivos (+) permanecen fijos Los electrones de valencia débilmente sujetos se desplazan libremente por toda la red cristalina El movimiento similar al de un líquido, de estos electrones, los hace buenos conductores de electricidad y calor
  40. 40. PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS  Los metales puedan ser fácilmente deformados sin romper la estructura cristalina
  41. 41. PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS  Los metales son buenos conductores de la electricidad, teniendo en cuenta que algunos electrones tienen libertad de movimiento a través del sólido.
  42. 42. PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS  Los metales tienen excelente conductividad térmica debida también a los electrones móviles
  43. 43. FUERZAS INTERMOLECULARES Fuerzasintermoleculares Fuerzas de atracción entre dipolos. Fuerzas de London Fuerzas de Van der Waals Enlaces por puente de hidrógeno.
  44. 44. FUERZAS DE ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS.  Fueron postuladas por Van der Waals en 1873  y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares.  Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).
  45. 45. Fuerzas de London Se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc. A medida que el átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear. Se puede llegar a la licuación de gases
  46. 46. Fuerzas de Van der Waals Si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.
  47. 47. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse condiciones: 1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente. 2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno. 3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados.
  48. 48. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO Se produce una doble atracción de tipo electrostático entre: Dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula con el negativo de otra. El polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.
  49. 49. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO El puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las fuerzas de Van der Waals. Los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intermoleculares). Tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes
  50. 50. Geometría molecular: formas espaciales de las moléculas Geometría molecular Moléculas angulares Moléculas piramidales Moléculas tetraédricas
  51. 51. Moléculas angulares  El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. 1. En general se puede afirmar que un átomo divalente con dos orbitales (p) como orbitales de valencia forma una molécula angular 2. La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo 3. Por lo que su geometría puede ser lineal o angular
  52. 52. Moléculas angulares Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la molécula es angular; tiene un momento dipolo
  53. 53. Moléculas angulares EJEMPLOS Dióxido de azufre (SO2 ) Dióxido de carbono (CO2 ) Agua (H2O)
  54. 54. Moléculas piramidales En efecto una molécula piramidal es la que presenta esa forma, y consiste en que posee un átomo central rodeado de varios otros, al menos cuatro, que se sitúan en los vértices de una figura geométrica llamada pirámide
  55. 55. Moléculas piramidales EJEMPLOS El amoniaco (NH3) El ion clorato, (ClO)3 - El ion sulfito, (SO3 )2-
  56. 56. Moléculas tetraédricas La geometría molecular tetraédrica es un tipo de geometría molecular en la que un átomo central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta geometría son el metano (CH4), el ion amonio (NH4+), o los aniones sulfato (SO42-) y fosfato (PO43-).
  57. 57. BIBLIOGRAFÍA  http://enlacekimico.blogspot.com/2013/07/moleculas-angulares-piramidales- y.html  http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3d.htm  Ralph A. Burns, (2003) Fundamentos de Química. Pearson Prentice Hall. México.  Ministerio de Educación Ecuador, (2015), Química, Santillana, Quito, Ecuador.

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