Longitud y energía de enlace

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1 Longitud y energía de enlace

2 ENLACES QUIMICOS Los enlaces interatómicos se clasifican en: Enlaces iónicos Enlaces covalentes Enlaces metálicos

3 ENLACE IÓNICO: Transferencia de electrones Li F El litio le regala al flúor su electrón de valencia

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5 Qué elementos forman compuestos iónicos? METAL Y UN NO METAL Recordemos: Son metales cuando electrones de valencia <4 Son no metales cuando electrones de valencia > 4 Si EN entre 2 átomos es mayor a 2 unidades

6 ENLACE COVALENTE: Comparte los electrones En el HCl, el hidrógeno y el cloro comparten un par de electrones

7 Enlace covalente :Se comparten electrones de valencia y no existe transferencia de éstos. Unión entre un No Metal y un No Metal

8 Dependiendo del número de pares de electrones que se comparten entre dos átomos, el enlace covalente puede ser simple (H 2 ), doble (O 2 ) o triple (N 2 )

9 H O H Enlace covalente Simple O O Enlace covalente doble N N Enlace covalente triple

10 Enlace covalente dativo o coordinado Un par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos. Ejemplo: CO 6C= 1s 2 2s 2 2p 2 8O =1s 2 2s 2 2p 4 C O C O

11 CLASIFICACION DEL ENLACE COVALENTE Enlaces covalentes polares Enlaces covalentes apolares

12 Enlace covalente apolar: Se produce entre 2 átomos que presentan igual electronegatividad o levemente diferente. Los electrones compartidos son atraídos por los núcleos de similar intensidad, los è se distribuyen de manera simétrica entre los núcleos de los átomos y no generan polos o cargas parciales Ej: H 2, CH 4, CO 2

13 Enlace covalente polar Se produce entre átomos que tienen distinta electronegatividad. Los è no son atraídos por la misma fuerza por cada núcleo, lo cual origina cargas parciales positivas y negativas en los extremos del enlace

14 Enlace metálico: Es la fuerza de atracción que se establece entre un gran número de iones positivos que se mantienen unidos por una nube de electrones

15 Propiedades de los metales a)tienden a oxidarse, porque ceden electrones, convirtiéndose en iones positivos b)buenos conductores de calor y electricidad, por el movimiento de los electrones externos. c) Son dúctiles y maleables, ya que los iones de la red se desplazan sin que haya repulsión de las cargas de igual signo. d) Presentan brillo metálico debido a que la luz recibida es reflejada por los electrones libres e)son densos, duros y alto puntos de fusión y ebullición, debido a su modelo de empaquetamiento.

16 Geometría molecular Ordenamiento tridimensional de los átomos o iones en una molécula o red cristalina.

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19 Enlaces intermoleculares: uniones entre moléculas Son las fuerzas de atracción entre moléculas. Los enlaces entre moléculas son más débiles que los enlaces interatómicos.

20 Fuerzas dipolo-dipolo Entre 2 o más moléculas polares (atracción entre un polo negativo de una molécula con el polo positivo de otra).

21 FUERZAS DIPOLO-DIPOLO Se presentan entre dos o más moléculas polares. La atracción ocurre entre el polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra. Al unirse, forman sustancias que tienen mayor punto de ebullición y fusión que las que no lo presentan. Este tipo de fuerzas se e n c u e n t r a n e n l o s compuestos de los halógenos con el hidrógeno. En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse, pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas. En los sólidos, predominan las atractivas.

22 FUERZAS IÓN-DIPOLO Se presenta entre los iones de una sustancia que interactúan con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae el ión positivo y el polo positivo interactúa con el ión negativo; es decir, las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.

23 FUERZAS DE Van Der Waals Son características en moléculas apolares. D e b i d o a l m o v i m i e n t o d e l o s electrones, en estas moléculas se suelen producir momentáneos desequilibrios en la distribución electrónica, generándose así polos positivos y negativos. A u n q u e e s t o s p o l o s c a m b i a n continuamente de posición, producen una interacción débil entre las diferentes moléculas apolares, cuando estos son complementarios. A MAYOR CANTIDAD DE ELECTRONES EN LA MOLÉCULA MAYOR POLARIZACIÓN DE LA MOLÉCULA MAYOR FUERZA DE Van Der Waals

24 Puentes de Hidrógeno Cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre 2 átomos más electronegativos, estableciendo un vinculo entre ellos.

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