Enlace químico.ppt genesis

Enlace Químico y Nomenclatura
Génesis Rincón
CI. 26.201.588
Enlace químico
• Es la fuerza de atracción que mantiene unido a dos átomos.
• Se unen con el fin de ser más estables…
• Tener 8 electrones de valencia… cumplir con la regla del octeto.
ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los
electrones de un enlace químico.
Tipos de enlace químicos
ENLACE IONICO
 Es el enlace que se forma por la trasferencia de uno o más electrones de un átomo a otro, al
compuesto resultante se le llama iónico.
 Se presentan entre átomos que poseen baja energía de ionización con elementos de alta
afinidad electrónica (un metal y un no metal)
 Se da por la unión electrostática de iones de carga opuesta.
 Para determinarlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes debe ser
mayor a 1.7
Ej: En el LiF
F= 4
Li = 1 4-1 = 3 La diferencia de EN es
mayor a 1.7.
Enlace químico.ppt genesis
Propiedades de los compuestos iónicos
• Todos son sólidos a temperatura ambiente.
• Generalmente poseen altos puntos de fusión y están por encima de los 350°C.
• Son frágiles y duros.
• La mayoría son solubles en agua e insolubles en disolventes orgánicos como
benceno, éter y alcohol.
• Son buenos conductores en disolución y fundidos.
Enlace covalente
 Es un enlace donde dos electrones son compartidos por dos átomos, los compuestos
covalentes son formados por este tipo de enlace.
 El par de electrones se representan con una línea.
H H
Pares no enlazantes = libres
Estructura de Lewis:
Es la representación de los enlaces mediante puntos y líneas.
 Se presenta entre átomos no metálicos, con una alta y parecida afinidad electrónica y EN.
 Los átomos se unen por medio de un enlace dirigido de un átomo a otro.
 Para determinarlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes debe ser
de 0 a 1.7
NH3 N = 3
H = 2.1 La diferencia de EN es 0.9
Menor a 1.7
Propiedades de los compuestos covalentes
(moleculares)
• A temperatura ambiente incluyen los tres estados.
• La mayor parte son solubles en compuestos orgánicos.
• No conducen la corriente eléctrica.
• La mayoría tienen puntos de fusión bajo los 350 °C
• Casi todos son combustibles e inflamables.
• Los sólidos son suaves y cristalinos.
Tipos de enlace covalente
• Por número de enlace
• Simple
Múltiples
• Doble
• Triple
Por polaridad
• No polar o puro: Se presenta en elementos de igual
electronegatividad. En este caso los electrones están
igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se
encuentran: H2 , Cl2 , O2 , N2 , F2 y otras moléculas diatómicas.
Estas moléculas son de carácter no polar; no hay
• Enlace polar: se presenta entre átomos de diferente
electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la
diferencia de electronegatividad es alta el enlace es de tipo
iónico. El carbono y el oxígeno presentan diferente
electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no
metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar.
Enlace Metálico
•Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última
capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente
esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones
positivos, por ejemplo Na+
, Cu2+
, Mg2+
. Los electrones de
valencia desprendidos de los átomos forman una nube de
electrones que puede desplazarse a través de toda la red.
Enlace metálico
• Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su
última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden
fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se
convierten en iones positivos, por ejemplo Na+
, Cu2+
, Mg2+
. Los
electrones de valencia desprendidos de los átomos forman
una nube de electrones que puede desplazarse a través de
toda la red.
Nomenclatura : Es un conjunto de reglas que se utilizan para
nombrar todas aquellas combinaciones que se dan entre los
elementos y los compuestos químicos.
Tipos de nomenclatura:
Estequiométrica (propuesta por la IUPAC
International Union of Pure and Applied Chemistry)
Se organiza de acuerdo a grupos llamados funciones químicas, con reglas
particulares para cada uno de estos grupos. Principalmente para compuestos
no metales (prefijos)
Stock – trabaja con los elementos que poseen
números de oxidación positivos.
En el sistema stock se utiliza paréntesis después del símbolo del elemento.
Dentro del paréntesis aparece un número romano que indica el número de
oxidación del elemento. Si tenemos un Cu (II) significa que tenemos una
molécula de cobre cuyo número de oxidación es +2.
Tradicional (el sistema más antiguo)
Ya casi no se usa pero para hidrácidos todavía se usa.
Nomenclatura Química
TIPOS DE COMPUESTOS
• Compuestos Binarios : Los que tienen dos elementos
Ejemplo : HCl, NaCl, FeO
• Compuestos Ternarios: Los que tienen tres elementos
Ejemplo: HCN
Compuestos inorgánicos binarios
Los compuestos binarios contienen dos elementos distintos y corresponden a las
funciones de óxido metálico, óxido no metálico, ácido hidrácido y sal binaria. A
continuación se presenta cómo se forma cada una de estas funciones:
Óxido Metálico: se forma al
combinarse un metal con el
oxígeno
Óxido No metálico: se forma
al combinarse un no metal con
el oxígeno
Ácido Hidrácido: Se forma al
combinarse un a molécula de
Hidrógeno con un no metal.
Sal Binaria: se forma al
combinarse un metal con un
no metal
Compuestos ternarios
Estos compuestos están formados por 3 elementos químicos: un catión (H2 o un no metal) un
ión negativo poliatómico que corresponde a las funciones de hidróxido o base, ácido oxácido
y una sal ternaria neutra.
Función hidróxido o base: Se forman por la combinación de un ión (OH-
) con un catión
metálico. Los iones (OH-
) son llamados oxidrilos, hidroxilos o hidróxidos.
La nomenclatura sistemática utiliza los prefijos di, tri, tetra, etc., si la fórmula presenta dos, tres o
cuatro grupos OH-
respectivamente y así sucesivamente en caso de presentar más.
Función ácido oxácido: Están formados por un catión H+
unido a un ión poliatómico (radical) negativo.
Los ácidos oxácidos se forman a partir de la combinación de los óxidos metálicos con el agua.
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  • 1. Enlace Químico y Nomenclatura Génesis Rincón CI. 26.201.588
  • 2. Enlace químico • Es la fuerza de atracción que mantiene unido a dos átomos. • Se unen con el fin de ser más estables… • Tener 8 electrones de valencia… cumplir con la regla del octeto. ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
  • 3. Tipos de enlace químicos ENLACE IONICO  Es el enlace que se forma por la trasferencia de uno o más electrones de un átomo a otro, al compuesto resultante se le llama iónico.  Se presentan entre átomos que poseen baja energía de ionización con elementos de alta afinidad electrónica (un metal y un no metal)  Se da por la unión electrostática de iones de carga opuesta.  Para determinarlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes debe ser mayor a 1.7 Ej: En el LiF F= 4 Li = 1 4-1 = 3 La diferencia de EN es mayor a 1.7.
  • 5. Propiedades de los compuestos iónicos • Todos son sólidos a temperatura ambiente. • Generalmente poseen altos puntos de fusión y están por encima de los 350°C. • Son frágiles y duros. • La mayoría son solubles en agua e insolubles en disolventes orgánicos como benceno, éter y alcohol. • Son buenos conductores en disolución y fundidos. Enlace covalente  Es un enlace donde dos electrones son compartidos por dos átomos, los compuestos covalentes son formados por este tipo de enlace.  El par de electrones se representan con una línea. H H Pares no enlazantes = libres
  • 6. Estructura de Lewis: Es la representación de los enlaces mediante puntos y líneas.  Se presenta entre átomos no metálicos, con una alta y parecida afinidad electrónica y EN.  Los átomos se unen por medio de un enlace dirigido de un átomo a otro.  Para determinarlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes debe ser de 0 a 1.7 NH3 N = 3 H = 2.1 La diferencia de EN es 0.9 Menor a 1.7
  • 7. Propiedades de los compuestos covalentes (moleculares) • A temperatura ambiente incluyen los tres estados. • La mayor parte son solubles en compuestos orgánicos. • No conducen la corriente eléctrica. • La mayoría tienen puntos de fusión bajo los 350 °C • Casi todos son combustibles e inflamables. • Los sólidos son suaves y cristalinos.
  • 8. Tipos de enlace covalente • Por número de enlace • Simple Múltiples • Doble
  • 10. Por polaridad • No polar o puro: Se presenta en elementos de igual electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2 , Cl2 , O2 , N2 , F2 y otras moléculas diatómicas. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay
  • 11. • Enlace polar: se presenta entre átomos de diferente electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la diferencia de electronegatividad es alta el enlace es de tipo iónico. El carbono y el oxígeno presentan diferente electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar. Enlace Metálico •Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+ , Cu2+ , Mg2+ . Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.
  • 12. Enlace metálico • Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+ , Cu2+ , Mg2+ . Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.
  • 13. Nomenclatura : Es un conjunto de reglas que se utilizan para nombrar todas aquellas combinaciones que se dan entre los elementos y los compuestos químicos. Tipos de nomenclatura: Estequiométrica (propuesta por la IUPAC International Union of Pure and Applied Chemistry) Se organiza de acuerdo a grupos llamados funciones químicas, con reglas particulares para cada uno de estos grupos. Principalmente para compuestos no metales (prefijos) Stock – trabaja con los elementos que poseen números de oxidación positivos. En el sistema stock se utiliza paréntesis después del símbolo del elemento. Dentro del paréntesis aparece un número romano que indica el número de oxidación del elemento. Si tenemos un Cu (II) significa que tenemos una molécula de cobre cuyo número de oxidación es +2. Tradicional (el sistema más antiguo) Ya casi no se usa pero para hidrácidos todavía se usa. Nomenclatura Química
  • 14. TIPOS DE COMPUESTOS • Compuestos Binarios : Los que tienen dos elementos Ejemplo : HCl, NaCl, FeO • Compuestos Ternarios: Los que tienen tres elementos Ejemplo: HCN
  • 15. Compuestos inorgánicos binarios Los compuestos binarios contienen dos elementos distintos y corresponden a las funciones de óxido metálico, óxido no metálico, ácido hidrácido y sal binaria. A continuación se presenta cómo se forma cada una de estas funciones: Óxido Metálico: se forma al combinarse un metal con el oxígeno Óxido No metálico: se forma al combinarse un no metal con el oxígeno Ácido Hidrácido: Se forma al combinarse un a molécula de Hidrógeno con un no metal. Sal Binaria: se forma al combinarse un metal con un no metal
  • 16. Compuestos ternarios Estos compuestos están formados por 3 elementos químicos: un catión (H2 o un no metal) un ión negativo poliatómico que corresponde a las funciones de hidróxido o base, ácido oxácido y una sal ternaria neutra. Función hidróxido o base: Se forman por la combinación de un ión (OH- ) con un catión metálico. Los iones (OH- ) son llamados oxidrilos, hidroxilos o hidróxidos. La nomenclatura sistemática utiliza los prefijos di, tri, tetra, etc., si la fórmula presenta dos, tres o cuatro grupos OH- respectivamente y así sucesivamente en caso de presentar más. Función ácido oxácido: Están formados por un catión H+ unido a un ión poliatómico (radical) negativo. Los ácidos oxácidos se forman a partir de la combinación de los óxidos metálicos con el agua.