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Enlace Químico
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ENLACE QUÍMICO
Conceptos básicos
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ELECTRONEGATIVIDAD
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Las propiedades características de las sustancias estánrelacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las
fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existeentre sus partículas.
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¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos, moléculas y iones se unen entre sí porque alhacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo queequivale a decir de máxima estabilidad.
• Son los electrones más externos, los también llamadoselectrones de valencia los responsables de esta unión, al igualque de la estequiometría y geometría de las sustanciasquímicas.
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Los electrones de valencia son los electrones del nivelexterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones
que participan en el enlace químico.
1A 1ns1
2A 2ns2
3A 3ns2np1
4A 4ns2np2
5A 5ns2np3
6A 6ns2np4
7A 7ns2np5
Grupo # de valencia e- e- configuración
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Para representar los electrones de valencia se utilizan lasestructura de Lewis, donde se representa el símbolo del elemento
rodeado de los electrones de valencia del átomo en forma de punto.
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Símbolos de puntos de LewisElementos representativos y gases nobles
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Los átomos al reaccionar tienden a completar 8 electrones en sucapa de valencia, ya sea cediendo, captando o compartiendoelectrones (regla del octeto). De esta forma se logra una mayorestabilidad de gas noble.
Teoría de Lewis, Regla del octeto
Las estructuras de Lewis, es la representación gráfica deuna molécula y sirve para visualizar enlaces entre losátomos una molécula, y pares de electrones libres quepuedan existir.
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Esqueleto estructural:
• Disposicion de los átomos en el orden que se enlazan unos conlos otros.
• Atomo central: unido a dos o más átomos.• Atomo terminal: unido solo a otro átomo.
Algunas características:
• Los átomos de H son siempre terminales• Los átomos centrales suelen ser de menos electronegatividad• Los átomos de C son casi siempre átomos centrales.
Dibujo de estructuras de Lewis
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ELECTRONEGATIVIDAD
• Capacidad que tiene un átomo de atraer electronescomprometidos en un enlace.
• Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlaceque se puede formar entre átomos de diferentes elementos.
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VALORES DE ELECTRONEGATIVIDADDE PAULING
H2.1
Elemento máselectronegativo
Li1.0
Be1.5
B2.0
C2.5
N3.0
O3.5
F4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K0.8
Ca1.0
Sc1.3
Ti1.5
V1.6
Cr1.6
Mn1.5
Fe1.8
Co1.8
Ni1.8
Cu1.9
Zn1.6
Ga1.6
Ge1.8
As2.0
Se2.4
Br2.8
Rb0.8
Sr1.0
Y1.2
Zr1.4
Nb1.6
Mo1.8
Tc1.9
Ru2.2
Rh2.2
Pd1.2
Ag1.9
Cd1.7
In1.7
Sn1.8
Sb1.9
Te2.1
I2.5
Cs0.7
Ba0.9
La1.1
Hf1.3
Ta1.5
W1.7
Re1.9
Os2.2
Ir2.2
Pt2.2
Au2.4
Hg1.9
Tl1.8
Pb1.8
Bi1.9
Po2.0
At2.2
Fr0.7
Ra0.9
Ac1.1
Th1.3
Pa1.5
U1.7
Np – Lw
1.3
Elemento menos electronegativo
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TIPOS DE ENLACES QUÍM ICOS
- ENLACE IÓNICO (M-NM)
- ENLACE METÁLICO (M-M)
- ENLACE COVALENTE (NM-NM)
- puro (Cl2)- coordinado o dativo (BF3+NH3)
- con carácter iónico (HCl)
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electronegatividad
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cualesLa diferencia de E.N.
iónico
Diferente de cero
covalente polary el enlace puede ser
mayor que 1,7
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cualesLa diferencia de E.N.
Covalente puro o no polar
Cero
y el enlace es
H2; Cl2; N2
ejemplo.
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Enlace iónico
• El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con unno metal.
• Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) ylos acepta el no metal (se forma un anión).
• Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, seordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no
están formados por moléculas.
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Enlace iónico entre Li y F:
Metal + No Metal Compuesto Iónico
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ENLACE IÓNICO
METALES NO
METALESFORMULAGENERAL
IONESPRESENTES
EJEMPLO P.F. (ºC)
I AII A
III A
++
+
VII AVII A
VII A
MXMX2
MX3
(M+; X-)(M2+; 2X-)
(M3+; X-)
LiBr MgCl2
GaF3
547708
800 (subl)
I AII AIII A
+++
VI AVI AVI A
M2XMXM2X3
(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)
Li2OCaO
Al2O3
>170026802045
I AII A
III A
++
+
V AV A
V A
M3XM3X2
MX
(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)
(M3+; X-3)
Li3NCa3P2
AlP
843
1600
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Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmenteen el espacio de la manera más compacta posible.
• Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar aceldas o unidades que se repiten en las tres direcciones delespacio.
NaCl CsCl
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PropiedadesCOMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusiónaltos (por lo general, > 400ºC).2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como elagua.
3. La mayoría es insoluble endisolventes no polares, como elhexano C6H14.
4. Los compuestos fundidosconducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones).5. Las soluciones acuosas
conducen bien la electricidad porque contienen partículasmóviles con carga (iones).
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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar
Solubilidad de un cristal iónico
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Enlace covalente
• Las reacciones entre dos no metales produce un enlacecovalente.
• El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno
o más pares de electrones.• Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción
de dos átomos de H para producir una molécula de H2
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Enlace covalente H-H
Se requiere 436 kJ para disociar un mol de moléculas de hidrógeno
en sus átomos constituyentes. Esta energía recibe el nombre de
Energía de Enlace.
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Covalente puro
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Clasificación de los Enlaces Covalentes
• Enlaces covalentes puros:
Cuando dos átomos iguales comparten un par de
electrones, se dice que hay una distribución simétrica de la nubeelectrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambosnúcleos.
La distancia a la cual la energía es mínima se denomina Longitud deEnlace.
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Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:
• Enlace Covalente Polar
Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
•
1,7 > Dif. Electroneg. > 0Enlace Polar
• Diferencia de electronegatividad = 0
Enlace Covalente Apolar
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Enlace covalente coordinado o dativo
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Polaridad del enlace covalente
• Enlace covalente apolar: entre átomos de idénticaelectronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos
pertenecen por igual a los dos átomos.
• Enlace covalente polar: entre átomos de distintaelectronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos
están más desplazados hacia el átomo más electronegativo.Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) yzonas de mayor densidad de carga negativa (δ-).
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COMPUESTOS COVALENTES1. Son gases, líquidos o sólidos
con punto de fusión bajos (porlo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolublesen disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como elhexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos ofundidos no conducen laelectricidad.
5. Las soluciones acuosas suelenser malas conductoras de laelectricidad porque nocontienen partículas con carga.
Propiedades
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Enlace metálico
• Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismoelemento metálico (baja electronegatividad).
• Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones,formándose un catión.
• Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen aningún átomo en particular.
• Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar deelectrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: lassustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.
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El modelo del mar de electrones representa al metalcomo un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de lared, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estarconfinados a ningún catión específico
Fe
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ENLACE METALICO
• Las condiciones que un átomo debe tener para formar unenlace metálico son:
1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad paraceder electrones.
2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones
circulen con facilidad.
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Propiedades sustancias metálicas
• Elevados puntos de fusión y ebullición
• Insolubles en agua
• Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se
calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajastemperaturas.
• Pueden deformarse sin romperse
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Solubilidad
Sustancias polares y compuestos iónicos sedisuelven en solventes polares.
Regla de oro de la solubilidad: Las sustanciascon fuerzas intermoleculares similares tienden aser solubles entre ellas. “Lo semejante disuelvea lo semejante”.
Sustancias apolares se disuelven en solventesapolares.
SOLUBILIDAD
Regla de oro de la solubilidad: Las sustancias confuerzas intermoleculares similares tienden a ser
solubles entre ellas. “Lo semejante disuelve a lo
semejante”.
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Fuerzas Intermoleculares
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Dipolos instantáneos.
El movimiento de los electrones en el orbital producenpolarización no permanente.
Dipolos inducidos.
Los electrones se mueven produciendo un dipolo en lamolécula debido a una fuerza exterior.
- Fuerzas de London- Fuerzas dipolo-dipolo- Fuerzas por puentes de hidrógeno
FUERZAS DE VAN DER WAALS
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-Son las fuerzas intermoleculares más débiles que hay.
» Se producen por la atracción dipolo instantáneo-dipolo inducido.
-Se producen entre dos moléculas no-polares adyacentes que se afectan
mutuamente. El núcleo de un átomo (en la molécula) atrae los electrones
del átomo adyacente.
-Esta atracción causa que la nube de electrones se distorsione. En eseinstante se forma una “molécula polar”, debido al dipolo instantáneo que se
forma.
» Relacionado con la polarizabilidad en la molécula.
FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
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FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
- Interacción entre un dipolo en una molécula y un dipolo en la
molécula adyacente.- Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre moléculas polares neutras.
-Son fuerzas más débiles que las fuerzas ión-dipolo.
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Interacciones dipolo-dipolo
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FUERZAS IÓN-DIPOLO
-Interacción entre un ión (Na+ ó Cl-) y un
dipolo (una molécula dipolar =agua)
- Son las más fuertes de las fuerzas
intermoleculares
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- Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo.
- Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. De los tres tipos defuerzas de Van der Waals son las más fuertes.
-El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un
elemento electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se
hacen más importantes entre compuestos con F, O y N.
PUENTE DE HIDRÓGENO
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¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?
N CH3
CH3
H3C N CH2CH3
H
H3C N CH2CH2CH3
H
H
pe = 3.5 ºC pe = 37 ºC pe = 49 ºC