Enlace Químico

1. Enlace Químico

2. ¿ENLACE QUÍMICO? Es la fuerza que une dos o más átomos para formar una entidad de orden superior, como una molécula o una estructura cristalina.

3. TIPOS DE ENLACE • Enlace Covalente • Enlace No Covalente

4. ENLACE COVALENTE • El átomo para completar los electrones de su orbital externo comparte los electrones con otro átomo formado este tipo de enlace. • Este tipo de enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular

5. ELECTRONEGATIVIDAD • Medida de energía de un átomo en una molécula que atrae electrones a si mismo • Se mide 0(hipotético)-4(fluor)

6. TIPOS DE ENLACE COVALENTE APOLAR POLAR

7. Enlace covalente apolar Enlace formado por átomos iguales donde ambos átomos son atraídos con la misma fuerza a los electrones hacia sí.  Si consideramos dos átomos de hidrógeno: Amedida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración estable.

8. Enlace covalente polar • Enlace formado por átomos distintos que generan centros de carga positiva y negativa como consecuencia de la distinta atracción de electrones por su núcleo. • Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que éstos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquél que tenga una mayor apetencia de electrones.

9. GEOMETRIA Cuando dos o mas átomos forman enlaces covalentes con otro átomo central, estos se orientan a lados exactos uno del otro. Determinados por la repulsión mutua de los orbítales externos del electrón del átomo central Si el enlace es doble no hay rotación libre sobre el eje de enlace, entonces se ubican el en mismo plano

10. ENLACE NO COVALENTE • Permiten a una molécula grande atar específica pero transitoriamente a otra, siendo la base de muchos procesos biológicos dinámicos. • los enlaces no covalentes múltiple producen asociaciones altamente estables y específicas entre diversas partes de una molécula grande o entre diversas macromoléculas.

11. TIPOS DE ENLACES NO COVALENTES • Enlace iónico • Interacciones por puente de hidrogeno • Interacción de Van der Waals

12. ENLACE IÓNICO En una unión de dos átomos un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos.

14. Es una asociación molecular en la que existe una atracción dipolo –dipolo entre moléculas que poseen un átomo de H unido a O, N ó F. PUENTES DE HIDROGENO

15. El átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva, por lo que atrae a la densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio. • El enlace de hidrógeno es poco energético frente al enlace covalente.

16. INTERACCION DE VAN DER WAALS Cuando dos átomos se acercan crea una atracción débil, no específica produciendo una interacción, son fuerzas de estabilización molecular, en donde participan: la fuerza de dispersión (que son fuerzas de atracción).

17. Interacciones dipolo - dipolo: ocurren cuando moléculas con dipolos permanentes interactúan, los dipolos deben ubicarse y son muy sensibles a la orientación, distancia y temperatura. Las interacciones dipolo - dipolo inducido: dependen de la polaridad de la molécula neutra. A estas fuerzas se les denominan fuerzas de London o de dispersión, son importantes en moléculas con una elevada proximidad y decaen rápidamente con la distancia.

18. Geometría Molecular Según RPEV

19. “Distribución espacial específica de cada uno de los átomos que conforman al compuesto, otorgándole, junto con el tipo de enlace, sus características intrínsecas.”

21. Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (RPEV) Modelo para predecir la geometría de las moléculas. Su idea central era que los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan las repulsiones electrostáticas entre ellos.

22. Simbología de RPEV AXnEm • A: Átomo central. • X: Ligandos unidos al átomo central. • n: Número de ligandos unidos al átomo central. • E: Pares de electrones libres en torno al átomo central. • m: Número de pares de electrones libres.

23. 1.- Geometría Lineal AX2 • 2 pares de electrones de la forma • Angulo de enlace: 180°

24. 2.- Geometría Trigonal Plana AX3 • 3 pares de electrones de la forma • Angulo de enlace: 120°

25. 3.- Geometría Trigonal Angular AX2E • 1 de los 3 pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central. • Angulo de enlace: inferiores a 120°

26. 4.- Geometría Tetraédrica AX4 • 4 pares de electrones de la forma • Angulo de enlace: 109,5°

27. 5.- Geometría Piramidal Trigonal AX3E • 4 pares de electrones pero uno solitario. • Angulo de enlace: menores a 109°

28. 6.- Geometría Angular AX2E2 • 4 pares de electrones pero dos solitarios. • Angulo de enlace: menores a 109°

29. Resumen

30. ¿qué necesito para determinar la geometría de una molécula? (Lewis)

31. ¿Un ejemplo?

32. SO2 ¿qué es?

33. Trabajemos?