exposicion de enlaces quimicos. muy completa , clase completa.

1. Uniones
Químicas

2. Uniones químico
Enlace
Valencia
Reglas del Octeto y dueto
Electronegatividad
Estructuras de Lewis
Tipos de enlaces

3. Uniones químico
Tipos de enlaces
Interatómicas Intermoleculares
Puentes de H2
Iónicas Covalentes Metálicas
Fuerzas de Van Der
Polar Waals
Apolar Coordinada

4. Enlace Químico
Fuerza de interacción que
mantiene unidos a los
átomos.

5. Valencia
Se usa para describir el poder
que tiene un elemento para
combinarse con otro.

6. Electrón de valencia
Electrones de valencia son
los electrones del nivel
mas exterior
Ejemplo:
Na (z=11):
1s2 2s2 2p6 3s1

7. Electrón de valencia
Ejemplo:

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. Regla del Octeto

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. Electronegatividad
El tipo de enlace estará dado en
relación a la diferencia de
electronegatividad entre los
átomos que forman el compuesto

12. Electronegatividad

13. Electronegatividad

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. 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. Estructura de Lewis
Ejemplo: H2
H: 1s1
1 e- de valencia
adquirir 1 y compartir 1

17. Estructura de Lewis
Ejemplo: O2
O: 1s2 2s2 2p4
6 e- de valencia
adquirir 2 y compartir 2

18. Estructura de Lewis
Ejemplo: N2
N: 1s2 2s2 2p3
5 e- de valencia
adquirir 3 y compartir 3

19. Estructura de Lewis

20. Enlaces Interatómicos

21. Enlace Iónico
Es el proceso de unión que
conlleva la formación de
Iones de signos opuestos
que se atraen entre si.

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. 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. 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. Enlace Iónico

26. Enlace Iónico

27. Enlace Covalente
Cuando 2 o mas átomos
comparten electrones hasta
completar su capa externa.

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. 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. 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. Enlace Covalente

32. Enlace Covalente
Tipos de Enlace Covalente
Polar Apolar
Múltiple: doble o triple Simple
Coordinado o dativo

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. Enlace Covalente
Simple Múltiple
H H S O

35. Enlace Covalente
Simple Múltiple
H H N N

36. Enlace Covalente
Coordinado
Aquel en el cual el
par de electrones
del enlace lo
aporta uno de los
átomos.

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. 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. MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES

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.  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.

43. 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.

44. Comparación entre los tipos
de enlace

46. Enlaces Intermoleculares

47. Fuerza Intermolecular
Cualquier tipo de atracción
entre moléculas que no
suponga cambio químico.

48. 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)

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

50. 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.

51. Fuerzas dipolo-dipolo inducido
Tienen lugar entre una
molécula polar y una
molécula apolar.

52. 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.

54. Uniones químico
Enlace
Valencia
Reglas del Octeto y dueto
Electronegatividad
Estructuras de Lewis
Tipos de enlaces

55. Uniones químico
Tipos de enlaces
Interatómicas Intermoleculares
Puentes de H2
Iónicas Covalentes Metálicas
Fuerzas de Van Der
Polar Waals
Apolar Coordinada