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power point sobre el enlace químico para 1º de bachiller
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EL ENLACE EL ENLACE QUÍMICO
Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan
ENLACES QUÍMICOS
Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera se construyen todas las sustancias
• ¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos?
¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno
H Cl
H H
O
y, sin embargo, un átomo de oxígeno se combina con dos de hidrógeno?
¿Por qué los gases nobles, permanecen aislados?
¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la de H2O angular?
O C O
En la Naturaleza todo evoluciona hacia los estados de:
mínima energía
Átomos separados, no ejercen entre sí ninguna influencia mutua, el sistema tiene una energía potencial inicial que podemos considerar nula.Al aproximarse los dos átomos, se notan las fuerzas atractivas NÚCLEO-NUBE ELECTRÓNICA:
produciéndose una disminución energética que estabiliza el sistema.
La situación progresa con la disminución de la distancia interatómica . Se alcanza máxima estabilidad
Comienzan a interaccionar las nubes electrónicas entre si mediante fuerzas repulsivas
Los átomos más estables son los GASES NOBLES
Por eso la configuración más estable, es ISOELECTRÓNICA con la de los G.N.
Los átomos interactúan con los electrones de la capa de valencia
LEWIS en 1916, explica el enlace químico aplicando la REGLA DEL OCTETO:
Los átomos se enlazan para tener 8 e en la última capa, al igual que los GASES NOBLES (excepto el He que tiene 2)
Según cómo los átomos alcancen la configuración de G.N.,se habla de tres tipos de enlace :
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
También existen enlaces INTERMOLECULARES:
FUERZAS DE VAN DER WAALS
PUENTES DE HIDRÓGENO
FUERZAS DE DISPERSIÓN
ENLACE IÓNICO
Entre átomos de MUY diferente ELECTRONEGATIVIDADMetales y no metales
El menos electronegativo forma un catión (metal)
El más electronegativo forma un anión (no metal)
Se produce la atracción entre iones de signo opuesto, dando lugar a redes cristalinas y no a moléculas aisladas
La fórmula indica la proporción en la que se combinan los átomos
Alcanzan así la configuración del GN más próximo
Pierde 1 e gana 1 e [He] [Ne]
11Na
17Cl
VEAMOS ALGUNOS EJEMPLOS
[Ne] 3s 1
[Ne] 3s 3p2 5
Perderá 1 e
Na+ [Ne]
Cl - [Ar]Ganará 1 e
Cada electrón que pierde el Na, lo gana el Cl
Fórmula NaCl
20Ca
9 F
[Ar] 4s 2
Perderá 2 e
Ca2+
[Ar]
F - [Ne]Ganará 1 e
Cada 2 electrones que pierde el Ca, los ganan dos átomos de F
[He] 2s 2p 2 5
Fórmula CaF 2
Otro caso
El Enlace Covalente.
Entre átomos de parecida y alta ELECTRONEGATIVIDAD (no metales)
Los átomos comparten electrones, que pertenecerán al núcleo de los dos átomos
Alcanzan así la configuración del GN más próximo
Se representa mediante las
estructuras de Lewis
Electrones compartidos
Estructuras de Lewis
e- de valencia
He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8
e- de valencia
He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8
La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.G. N.
Lewis
Gases nobles
Estructuras de Lewis
X
Símbolos de Lewis:Símbolos de Lewis:Se colocan los electrones de valencia como puntos
alrededor del símbolo del elemento:
vvvv
Estructuras de Lewis
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula: CH4
1
C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x4= 4e-
2 Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.
3 Se unen los átomos con enlaces sencillos, cada línea representa un par de electrones, y un enlace
C
H
H
HH
4 Se calcula el nº de e de valencia que quedan disponibles:
En este caso no queda ninguno
5 Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo. En el metano el C ya tiene a su alrededor 8 e (Ne) y cada H tiene 2 (He)
Así la estructura de lewis para el metano es
C
H
H
HH
Donde todos los pares de e son compartidos (enlazantes) y no hay pares libres
VEAMOS OTROS EJEMPLOS COMO EL SH2 Y EL H2O
Seguimos los pasos indicados antes
1.- Electrones de valencia: 6 del S y 1 de cada H
SH2
8 e
2.- En este caso no es ión poliatómico
3.- Unir los átomos con enlaces sencillos, sabiendo que el central será el S
S HH
4.- De 8 e, se usaron 4 para el enlace y quedan 4 por colocar
5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los átomos con su octeto, así que sólo faltan colocar 4 e al S, son no enlazantes
S HH
Seguimos los pasos indicados antes
1.- Electrones de valencia: 6 del O y 1 de cada H
H2O
8 e
2.- En este caso no es ión poliatómico
3.- Unir los átomos con enlaces sencillos, sabiendo que el central será el O
O HH
4.- De 8 e, se usaron 4 para el enlace y quedan 4 por colocar
5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los átomos con su octeto, así que sólo faltan colocar 4 e al O, son e no enlazantes
O HH
Seguimos los pasos indicados antes
1.- Electrones de valencia: 6 de cada O
O2
12 e
2.- En este caso no es ión poliatómico
3.- Unir los átomos con enlaces sencillos
OO
4.- De 12 e, se usaron 2 para el enlace y quedan 10 por colocar5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los dos átomos de O con su octeto
OO
ENLACE DOBLE
Seguimos con otro caso, el N2
1.- Electrones de valencia: 5 de cada N
N2
10 e
2.- En este caso no es ión poliatómico
3.- Unir los átomos con enlaces sencillos
NN
4.- De 10 e, se usaron 2 para el enlace y quedan 8 por colocar5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los dos átomos de N con su octeto
NNCada N queda sólo con 6 e
INCORRECTA
NN
ENLACE TRIPLE: con tres pares de electrones de enlace y dos pares no enlazantes
Seguimos los pasos indicados antes, ahora para el H2CO
1.- Electrones de valencia: 6 del O, 4 del C, 2 de los H
12 e
2.- En este caso no es ión poliatómico
3.- Unir los átomos con enlaces sencillos, sabiendo que el C es el central unido al O y a los dos H
4.- De 12 e, se usaron 6 para los enlaces y quedan 6 por colocar, que ya no podrán colocarse en los H
C
H
OH
5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los dos átomos de O y el de C con su octeto
C
H
OH
Un doble enlace, dos sencillos y dos pares no enlazantes
Seguimos los pasos indicados antes, ahora para el anión CN
1.- Electrones de valencia:
9 e
2.- En este caso es anión poliatómico, así que se le añade un electrón más por cada carga negativa: 10e
3.- Unir los átomos con enlaces sencillos
4.- De 10 e, se usaron 2 para un enlace y quedan 8 por colocar
C N
5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los átomos de N y el de C con su octeto
C N
N 2s 2p 2 3
C 2s 2p 2 2
5e
4e
C N C N
Otro anión :CO3-2
C: 2s2p2 4e-O: 2s2p4 6e-x3 = 18 2 cargas neg.
1)
2)24
e- de v. libres: 24-6= 184)
3)
5)
2-
experimentalmente tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).
O
OO
Formas ResonantesFormas ResonantesEn ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.
Ejemplo: El ozono O3
O
OO
O
OO
Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones
Formas resonantes
- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO4
2-, NO2, y benceno.
o
Excepciones a la regla del OctetoExcepciones a la regla del Octeto
a) Moléculas con nº de e- impar.
N O
NO
Otro ejemplo: NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.: BF3
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
BF
FF
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto:
(5+6=11 e- de valencia)
c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos.
PCl5 SF4
nº de e- de v 5+7x5= 40 e-
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
nº de e- de v 6+7x4= 34 e-
Otro ejemplo: SF6
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace
(3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.
SF
F F
F
Forma molecular está determinada por:» Distancia de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados.» Angulo de enlace Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común.
Forma MolecularForma Molecular
Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos
en la repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [Valence
Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e- alrededor
de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos
pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan
unos de otros.
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecularmolecular
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor
del átomo central y se colocan de forma que minimicen las
repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)
c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la
importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no
enlace.
PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE
PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace
d) Los dobles enlaces se ignoran para obtener la geometría
Nº de pares de e-
Geometría Angulo de enlace
2 (AX2) Lineal 180o
3 (AX3) Triangular 120o
4 (AX4) Tetraédrica 109.5o
5 (AX5) Bipirámide trigonal
90o / 120o
6 (AX6) Octaédrica 90o
Geometría ideal
LinealLineal
Triangular Triangular
Angular
TetraédricaTetraédrica
Pirámide trigonal
Angular
Geometría molecular para el ión NO3-
Los dobles enlaces son ignorados en RPECVLos dobles enlaces son ignorados en RPECV
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo
No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado
con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.
POLARIDAD POLARIDAD
Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva ((δδ+)+) y y zonas de mayor densidad de carga negativazonas de mayor densidad de carga negativa((δδ-)r-)representándose epresentándose mediante el vector momento dipolarmediante el vector momento dipolar
Enlaces covalentes polares
H F H F
Enlaces covalentes no polares
H-H
F-F
CO O
Momento dipolar total nulo
Momento dipolar total no nulo
Dipolo de enlaceDipolo de enlace
Si hay pares de no enlace la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.
Redes covalentes
Diamante: tetraedros de átomos de carbono
La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.
Grafito: láminas de átomos de carbono
Modifican las propiedades de las sustancias, al unir las moléculas, aunque sea débilmente, unas a otras
FUERZAS DE VAN DER WAALS
PUENTES DE HIDRÓGENO
FUERZAS DE DISPERSIÓN
FUERZAS INTERMOLECULARES
Enlace de hidrógeno
Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas
HF H2O NH3
alcoholes, etc.
Enlace de hidrógeno en el agua
O – H intramolecular
d enlace = 96 pm
E enlace = 463 kJ
O – H intermolecular
d enlace = 197 pm
E enlace = 21 kJ
Variación de los puntos de ebullición
Al bajar la temperatura se favorece la formación de nuevos enlaces y cuando el agua se vuelve sólida se sabe que cada molécula de agua se coordina tetraédricamente con otras cuatro moléculas.
Son los responsables de la menor densidad del hielo frente al agua.
dipolo-dipolo
Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares
por las atracciones electrostáticas que se producen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
Fuerzas de inducción (dipolo-dipolo inducido).
Fuerzas ion-dipolo.
Es la fuerza que existe entre un ión y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente
Las fuerzas ión-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos.
Fuerzas ion-dipolo.
FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDON
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London
aumentan con la masa molecular.
CO2 CH4 O2 Br2 I2
Con ellas se justifica el aumento de los puntos de ebullición, con el aumento de la masa molecular
Enlace metálico
Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).
Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”.
Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.
Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.
El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico
Fe
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICOMOLECULAR
CRISTAL COVALENTE
ESTADO A TEMPERATURA
AMBIENTE
PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
COMPORTAMIENTO ELÉCTRICO
DUREZA Y FRAGILIDAD
SOLUBILIDAD
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL ENLACE
MUY ALTO BAJO MUY ALTO VARIABLE
SÓLIDOSSÓLIDOS LÍQUIDOS O GASES
SÓLIDOS SÓLIDOS (Hg)
FUNDIDOS DISUELTOS
CONDUCTORES
AISLANTESAISLANTE (GRAFITO)
CONDUCTORES
DUROS Y FRÁGILES
BLANDOS DUROS Y FRÁGILES
DÚCTILES Y MALEABLES
EN AGUA, SEGÚN E DE
RED Y E SOLVATACIÓN
EN DISOLVENTES
POLARIDAD SIMILAR
INSOLUBLES INSOLUBLES
La energía necesaria para romper la red cristalina es grande:• Las redes iónicas son muy estables, atracción entre iones de carga opuesta.• En los cristales covalentes, las uniones son enlaces covalentes muy fuertes• En el caso de moléculas las fuerzas a vencer son más débiles (fuerzas intermoleculares)
Queda justificado por los puntos de fusión y ebullición
Los iones no tienen movilidad, pero sí la tendrán si se desmorona la red cristalina: disolución o fusión
Los iones no tienen movilidad, pero sí la tendrán si se desmorona la red cristalina: disolución o fusión
Los electrones de enlace fuertemente localizados, atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Excepción el grafito en el que hay electrones deslocalizados
Los electrones de enlace fuertemente localizados, atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Excepción el grafito en el que hay electrones deslocalizados
Los electrones pueden desplazarse través de toda la estructura metálica
Los electrones pueden desplazarse través de toda la estructura metálica
La deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red La deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red
la deformación del cristal supone la aparición de intensas fuerzas repulsivas que se originan entre iones del mismo signo
la deformación del cristal supone la aparición de intensas fuerzas repulsivas que se originan entre iones del mismo signo