ENLACE QUÍMICO UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA

Presentación del tema: "ENLACE QUÍMICO UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA"— Transcripción de la presentación:

1 ENLACE QUÍMICO UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA
Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo 1

2 ¿Por qué se unen los átomos?
2 Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas. 2

3 Las propiedades características de los materiales están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas. 3

4 Además de poseer masa y ocupar un lugar en el espacio, la materia tiene una naturaleza electrica.
Esta se manifiesta de dos formas diferentes (positiva y negativa) asociadas a las partículas elementales que constituyen el átomo

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7 Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad electrónica que estando separado. La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. En la formación de enlaces químicos solo intervienen los electrones de valencia.

8 Tipos de enlaces 1.-Iónico: unen iones entre sí.
2.-Atómicos: unen átomos neutros entre sí. Covalente: Covalente no polar. Covalente polar Covalente coordinado o dativo Metálico 3.-Intermolecular: unen unas moléculas a otras Fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo Ion - Dipolo . Fuerzas de dispersión de London 2.- Puente de Hidrógeno

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10 Enlace iónico Un enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

11 El compuesto iónico se forma generalmente al reaccionar un metal con un no metal.
La gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxigeno. Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja energía de ionización) son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxigeno (electroafinidad alta), los más adecuados para formar aniones. Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica.

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13 El enlace iónico - - - Li + F Li + F 1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne] Li Li+ + e- e- + F - F - Li+ + Li+ 9.2

14 Estructura cristalina
14 Estructura cristalina Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. 14

15 Cloruro de sodio

16 Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar
Solubilidad de un cristal iónico © Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. 16

17 Propiedades de los compuestos iónicos
Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de fusión elevado (mayor a 400 ºC) . Sólo solubles en disolventes polares. Forma Redes cristalinas infinitas: sólidos iónicos En el estado sólido cada catión esta rodeado por un número especifico de aniones y viceversa. Son duros y quebradizos. Conductores en estado disuelto o fundido. Al estado sólido son malos conductores de la electricidad.

18 Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. 18

19 Enlace Covalente G. Lewis propuso que los enlaces químicos en las moléculas se forman cuando los átomos comparten pares de electrones externos. Un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas noble, compartiendo electrones con otros átomos. Lewis supuso que los electrones no compartidos también se aparean. Sugirió que los grupos de ocho electrones (octetos) en torno a los átomos tienen gran estabilidad.

20 Características del enlace covalente
– Entre elementos No metálicos de semejante electronegatividad. – El enlace se establece por compartición de electrones – Enlace direccional – Formación de moléculas discretas: • Sencillas: H2O, F2, CH4 • complejas (proteínas)

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23 Compuestos covalentes-Propiedades
Son aquellos que solo contienen enlaces covalentes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua Si se llegan a disolver las disoluciones acuosas no conducen la electricidad, porque estos compuestos son no electrolitos. Al estado líquido o fundido no conducen la electricidad porque no hay iones presentes.

24 Tipos de compuestos covalentes
a) Moleculares: existen como moléculas independientes, se presentan en estado gaseoso (ejemplo Cloro), líquido (ejemplo: bromo), o sólido (ejemplo yodo) b) Macromoleculares: son grandes agregados de átomos que se hallan unidos por enlaces covalentes (ejemplo: diamante, grafito, cuarzo), poseen elevado punto de fusión, son poco volátiles. Con excepción del grafito, no conducen la corriente eléctrica.

25 Los átomos de carbono están dispuestos en capas paralelas
Los átomos de carbono están dispuestos en capas paralelas. En la capa cada átomo está enlazado a otros tres con ángulos de 120º formando hexágonos.

26 Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro o apolar Se da entre dos átomos iguales. Enlace covalente polar Se da entre dos átomos distintos. Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico. Enlace covalente coordinado o dativo.

27 Se da entre dos átomos iguales. Fórmula
Enlace covalente puro. Se da entre dos átomos iguales. Fórmula 2 H · (H · + x H)  H ·x H ; H–H  H2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl:  :Cl·xCl: ; :Cl–Cl:  Cl ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x ·x :O· :O· + xO:  :O·xO: ; :O=O:  O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x ·x 2 :N· :N· + xN:  :N·xN: ; :NN:  N · · x ·x Enl. covalente simple Enl. covalente doble Enl. covalente triple

28 Enlace Covalente Los símbolos de Lewis se combinan en estructuras de Lewis, o estructuras de puntos por electrones. Ejemplo: la molécula de H2 H─H El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de H dos electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio.

29 Enlace Covalente En átomos polielectrónicos, solo participan los electrones de valencia en la formación de enlaces covalentes. Los pares de electrones de valencia que no participan del enlace, o electrones no compartidos (o no enlazantes), se denominan pares libres o pares solitarios. Pares libres

30 ENLACE COVALENTE POLAR
Si el enlace se da entre dos átomos diferentes, los electrones de enlace son atraídos de modo diferente por los dos núcleos y la molécula presenta una zona de carga negativa sobre el átomo que los atrae más fuertemente y una zona cargada positivamente sobre el otro. Se forma, entonces, un dipolo (las dos cargas eléctricas (+ y -) en una distancia muy pequeña) y la molécula recibe el nombre de "polar".

31 Enlace Covalente Polar
Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. esta entre 0 y 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O HEN= 2, ClEN=2,9 H Cl: H+ :Cl: - . . . . . . . . 31

32 Ejemplos de enlace covalente polar.
– + ·· ·· ·· :Cl · + x H  :Cl ·x H ; :Cl–H  HCl ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x H  Hx ·O ·x H ; H–O–H  H2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· · N · + 3 x H  Hx ·N ·x H ; H–N–H  NH · ·x | H H ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl:  :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl:  Cl2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· – + + – – + – +

33 MOLÉCULAS POLARES La molecula del agua está formado por la unión (mediante compartición de electrones) de un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. La molécula presenta una geometría definida ya que los tres átomos forman entre si un ángulo de 104º 27', situandose en su vertice el de oxígeno.

34 Representación esquemática de enlace covalente de una molécula de metano (CH4).

35 Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. Se representa con una flecha “” que parte del átomo que pone la pareja de e– . Ejemplo: ·· ·· Hx ·O ·x H + H+  H–O–H  H3O ··  H +

36 Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙ ˙ Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙ S ═ O: :O ← S ═ O: ˙ ˙ :O ← ↓ :O: Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo 36

37 Un elemento electronegativo atrae electrones.
Un elemento electropositivo libera electrones.

38 Puente 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 38

39 ¿cómo se unen dos moléculas cuando forman enlaces de hidrógeno?
El átomo de H parcialmente positivo de una molécula, es atraído por el par de electrones no compartidos del átomo electronegativo de otra, dando lugar al enlace de H. Dos moléculas de agua unidas mediante puente de hidrógeno

40 Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida 40

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42 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
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44 Algunos compuestos típicos que contienen enlaces hidrógeno son: 

45 Dos moléculas de metanol unidas mediante puente de hidrógeno

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47 Enlace metálico: Atracción electrostática entre los electrones de valencia y las partes centrales de átomos cargadas positivamente.

48 Enlace metálico. Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– . Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ). Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

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51 Cuando se aplica voltaje a un metal, los electrones se mueven con facilidad y conducen la corriente

52 RECUERDA QUE ....... El enlace metálico se da sólo en los metales .
Los átomos de metal pierden electrones que le sobran, formándose cationes. Se dice que estos e- se encuentran deslocalizados ( no están en un lugar fijo) formándose redes cristalinas. Los cationes permanecen unidos debido a los e- que rodean al metal.

53 Propiedades físicas y estructurales de los materiales asociados con el tipo de enlace atómico.
Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico Enlace de Van der Waals Estructurales No direccional, determina estructuras de alta coordinación Especialmente dirigido y numéricamente limitado, determina estructuras de baja coordinación y baja densidad No direccional, determina estructuras de alta coordinación y alta densidad Análogo al metálico Mecánicas Resistente, cristales de gran dureza Resistentes y de gran dureza, poca ductilidad Resistencia variable, presentan por lo general plasticidad Baja resistencia, cristales blandos Térmicas Medianamente alto punto de fusión, bajo coeficiente de expansión, iones al estado líquido Alto punto de fusión, baja expansión térmica, moléculas al estado líquido Punto de fusión variable, gran intervalo de temperaturas al estado líquido Bajo punto de fusión, alto coeficiente de expansión Eléctricas Aisladores moderados, conducción por transporte iónico en el estado líquido. Aisladores en el estado sólido y líquido Conductores por transporte electrónico Aisladores Ópticas y magnéticas Absorción y otras propiedades son características de los iones individuales Alto índice de refracción, absorción totalmente diferente en soluciones y/o gases Buenos reflectores de la radiación visible Propiedades características de las moléculas individuales

54 ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones cuando esta enlazado a otro elemento Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos. 54

55 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
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56 Covalente puro o no polar
electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 2 mayor que 2 56

57 Polaridad de los enlaces y electronegatividad
La electronegatividad es una propiedad que ayuda a distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar Si existe una gran diferencia de electronegatividad entre los átomos, tenderá a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO) Si los átomos tienen electronegatividades similares tienden a formar entre ellos, enlaces covalentes polares porque el desplazamiento de la densidad electrónica es pequeño. Solo los átomos de un mismo elemento, con igual electronegatividad pueden unirse por medio de un enlace covalente puro.

58 Generalización : O .. H d+ d- F : .. H d+ d-
Cuanto más grande es la diferencia en electronegatividad entre dos átomos; más polar es el enlace. : O .. H d+ d- F : .. H d+ d-

59 Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Tipo de enlace Covalente  2 Iónico 0 < y <2 Covalente polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e- Covalente polar transferencia parcial de e- Iónico transferencia e-

60 Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente
polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H2S y los enlaces en H2NNH2. Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

61 Ejemplo: a) Ordene según la polaridad creciente, basándote en los valores de electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl Elemento F O Cl N C S H Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2, ,1 RESP.- H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F

62 Ejercicios: 1.- a) Cuántos enlaces covalentes hay en una molécula de cloruro de hidrógeno?, b) Cuántos pares de electrones no compartidos tiene? 2.- Use la tabla periódica para: a) ordenar los siguientes átomos por electronegatividad decreciente: Br, Cl, Fe, K, Rb; b) marcar los átomos unidos con los enlaces con cargas parciales positivas ( +) y negativas ( -): i) Al – F y Al – Cl, ii) C – Si y C – C; iii) K – Br y Cu – Br; iv) Mg – Cl y Ca – Cl.