El enlace químico.

Presentación del tema: "El enlace químico."— Transcripción de la presentación:

1 El enlace químico

2 ¿A qué nivel estamos hablando?
Realizado por la Prof. Rosina Pérez

3 El enlace químico Participante #1 Participante #2 (un átomo)
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4 ¿Por qué se unen los átomos?
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 cantidad de átomos que necesitan unirse y la geometría de las sustancias químicas. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

5 Diagrama de energía en función de la distancia interatómica
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6 Intramoleculares: Intermoleculares: Metálico. Tipos de enlaces Iónico.
Covalente. Intermoleculares: Enlaces por puente de hidrógeno. Metálico. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

7 Teoría de Lewis Hipótesis básica:
Los átomos son más estables cuando tienen 8 e- en el último nivel de energía llamado nivel de “valencia” Los átomos para conseguir 8 e- en su último nivel, ganan, pierden o comparten tantos electrones como le falten para completar 8 e- en su último nivel (regla del octeto). Realizado por la Prof. Rosina Pérez

8 Estructura electrónica de los gases inertes
Todos los gases inertes tienen 8 electrones en el último nivel de energía (Excepto el He que tiene 2 e- pero eso implica que tiene el 1º nivel completo). ESO LOS HACE SER ESTABLES Y NO REACCIONAR QUÍMICAMENTE. ESTO SE LLLAMA LA TEORÌA DEL OCTETO ELECTRÓNICO DE LEWIS Realizado por la Prof. Rosina Pérez

9 Comparando átomos reactivos con no reactivos
Todos los gases inertes tienen 8 electrones en el último nivel de energía (Excepto el He que tiene 2 e- pero eso implica que tiene el 1º nivel completo). ESO LOS HACE SER ESTABLES Y NO REACCIONAR QUÍMICAMENTE. Los otros átomos son inestables porque no tienen 8 e- como los Inertes y van a tratar de conseguir esa cantidad de e- uniéndose con otro átomo. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

10 Electronegatividad:mirando los elementos en la tabla periódica
media fuerte Electronegatividad Crece en esta dirección débil Realizado por la Prof. Rosina Pérez

11 Tipos de átomos; de acuerdo a la electronegatividad
Contestant #1 (an atom) El “débil”, poco electronegativo El “fuerte”, muy electronegativo Realizado por la Prof. Rosina Pérez

12 Tipos de átomos Los “débiles” Muy electropositivos Los “fuertes”
Muy electronegativos Los “medianos” Ni electropositivos ni electronegativos Realizado por la Prof. Rosina Pérez

13 Electronegatividad: valores en la TP
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14 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

15 Los átomos “normales” son NEUTROS
Iones Los átomos “normales” son NEUTROS Se llaman IONES a los átomos que tienen más o menos electrones con respecto a la cantidad de protones Los átomos con un electrón extra tienen una carga – (ión negativo o anión) Átomos que tienen un electrón de menos tiene una carga + (ión positivo o catión) Realizado por la Prof. Rosina Pérez

16 Ejemplo: El ion sodio (Na+) El átomo de Na pierde un electrón
Iones Ejemplo: El ion sodio (Na+) El átomo de Na pierde un electrón El átomo nuevo (ión) tiene una carga + de más (Na +) Realizado por la Prof. Rosina Pérez

17 Enlace Iónico Ocurre entre iones + y -
Requiere transferencia de electrones Requiere gran diferencia de electronegatividad. Ejemplo: NaCl Realizado por la Prof. Rosina Pérez

18 Enlace Iónico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura (El metal es electropositivo y el no-metal es electronegativo) Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas. Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización: Ejemplo: Na – 1 e–  Na+ O + 2e–  O2– Reacción global: O + 2 Na  O2– + 2 Na+ Fórmula del compuesto: Na2O Realizado por la Prof. Rosina Pérez

19 Algunos átomos hacen “lo imposible” para lograr el octeto electrónico
Sodium donates a lonely electron to chlorine to complete its outer electron shell. Chlorine is only too happy to accept. The result is ion formation. An ion is an atom or molecule with one or more full positive or negative charges. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

20 Iones y formación de iones
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21 Formación del ión Sodio Na+
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22 Formación del ión Cloruro Cl-
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23 Formación del Cloruro de Sodio
La fuerza que mantiene unidos al Na+ y al Cl- es un enlace iónico. Representación de Lewis de la formación del cloruro de sodio. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

24 Formación del Cloruro de Magnesio
Las fuerzas que mantienen unidos al Mg++ y al Cl- son enlaces iónicos. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

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

26 Cristal cúbico de NaCl En el cristal cada ión Na+ está rodeado de seis Cl- Realizado por la Prof. Rosina Pérez

27 En el cristal cada ión Cl- está rodeado de seis Na+
Cristal cúbico de NaCl En el cristal cada ión Cl- está rodeado de seis Na+ 11.5 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

28 En el cristal la relación de iones es de 1 a 1
No existe la molécula de NaCl 11.5 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

29 Tamaño relativo de los átomos a los iones
Un ión sodio es más pequeño que un átomo de sodio porque: (1) el átomo de sodio ha perdido su electrón más externo. (2) los 10 electrones restantes están ahora atraídos por 11 protones y se acercan más al núcleo. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

30 Tamaño relativo de los átomos a los iones
Un ión cloruro es más grande que un átomo del cloro porque: el átomo del cloro ha ganado un electrón y ahora tiene 18 electrones y 17 protones. (2) la atracción nuclear sobre cada electrón ha disminuido, permitiendo que el ión cloruro "se expanda". 11.6 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

31 Enlace iónico: Iones de carga opuesta atraídos entre sí
This type of chemical bond is an ionic bond. Salts are solids held together by ionic bonds. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

32 Enlace iónico Una “pelea” muy despareja (débil vs fuerte)
O débil vs mediano Los “débiles” generalmente pierden Realizado por la Prof. Rosina Pérez

33 Ejemplos: Enlace Iónico
Pierde electrones Gana electrones Realizado por la Prof. Rosina Pérez

34 Propiedades de los compuestos iónicos
Puntos de fusión y ebullición elevados ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones-atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza (por la misma razón). Solubilidad en disolventes polares (ej. Agua) e insolubilidad en disolventes apolares. Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son frágiles. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

35 Un ejemplo de compuesto iónico: Sal común (CLORURO DE SODIO)
P.F = 801°C Realizado por la Prof. Rosina Pérez

36 Fragilidad en un cristal iónico
presión Realizado por la Prof. Rosina Pérez

37 Las sustancias iónicas son solubles en agua
Molecules are often described as hydrophilic (water-loving) or hydrophobic (water-fearing) on the basis of their solubility in water. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

38 Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar (agua)
Solubilidad de un cristal iónico Realizado por la Prof. Rosina Pérez

39 Hidratación de los iones en la solución acuosa
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40 Sustancias iónicas :Electrolitos
Por tener cargas LIBRES (IONES) las sustancias iónicas fundidas o disueltas en agua conducen la corriente eléctrica Solución de azúcar en agua destilada Solución de sal en agua (salmuera) Realizado por la Prof. Rosina Pérez

41 Conductividad eléctrica en sustancias iónicas
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42 Enlace covalente: Teoría de Lewis
Hipótesis básicas: Los átomos para conseguir 8 e– en su último nivel, comparten tantos electrones como le falten para completar con 8 e- su último nivel de energía llamado nivel de “valencia” (regla del octeto). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces simples (1 par de e- compartido), dobles (2 pares de e- compartidos), y triples (3 pares de e- compartidos) con el mismo átomo. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

43 Enlace covalente Cuando los átomos comparten los electrones la unión que los mantiene juntos es una unión covalente. H2 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

44 Tipo de enlace de acuerdo a la diferencia (LA RESTA) de electronegatividad
11.11 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

45 La molécula es covalente no polar.
Enlace covalente no polar La molécula es covalente no polar. Cl Molécula de Cloro Diferencia de Electronegatividad = 0.0 Electronegatividad 3.0 11.10 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

46 La molécula es covalente polar.
Enlace covalente polar La molécula es covalente polar. H Cl + - Diferencia de Electronegatividad = 0.9 Electronegatividad 2.1 Electronegatividad 3.0 Molécula de Cloruro de Hidrógeno 11.10 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

47 Enlace iónico Na+ Cl- Cloruro de sodio La unión es iónica. 0.9 3.0
No existe la molécula. La unión es iónica. Diferencia de Electronegatividad= 2.1 Cloruro de sodio Na+ Cl- Electronegatividad 0.9 3.0 11.10 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

48 Enlace covalente polar
Un dipolo es una molécula que es eléctricamente asimétrica provocando eso que tenga centros de cargas opuestas en dos zonas diferentes. Un dipolo se puede representar así + - Realizado por la Prof. Rosina Pérez

49 Para indicar un dipolo se puede usar un vector
El vector apunta al polo negativo del dipolo. Las moleculas de HCl, HBr y H2O son polares . H Cl Br O Realizado por la Prof. Rosina Pérez

50 Compensación por simetría
Una molécula que contiene tipos diferentes de átomos puede o no puede ser polar, dependiendo de su forma. La molécula de dióxido de carbono es no polar porque los dipolos carbono-oxígeno se anulan porque actúan en igual dirección y sentidos opuestos. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

51 ¿Enlace covalente polar o apolar?
Electronegatividades iguales (2 igualmente medianos o 2 igualmente fuertes) No-polar Electronegatividades diferentes (2 desigualmente débiles o 2 desigualmente fuertes) Polar Realizado por la Prof. Rosina Pérez

52 Enlace covalente no polar
Requiere compartir pares de electrones Ej: CH4 C: tiene 4 e- de valencia, y necesita 4 más H: tiene 1 e- de valencia, y necesita 1 más Las electronegatividades son muy parecidas. (electronegatividad es la tendencia a “ganar” electrones que tiene un átomo) Realizado por la Prof. Rosina Pérez

53 Enlace covalente polar: la molécula MÁS importante - EL AGUA
Note how bonding fills all outer electron shells. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

54 El agua como compuesto químico
La ubicación de los átomos de hidrógeno forma un ángulo de 105°, por lo cual se impide la compensación por simetría y se forma entonces una molécula “polar” con cierto carácter iónico ENLACE “INTRAMOLECULAR” Realizado por la Prof. Rosina Pérez

55 Polaridad de la molécula de agua
Los enlaces polares entre el O y dos átomos de H Oxígeno es más electronegativo en el agua, el O es el polo - (tiene carga ligeramente negativa) Los H son los polos+ (tiene carga ligeramente positiva) Realizado por la Prof. Rosina Pérez

56 Estructura de la molécula de agua
El agua está formada por la unión de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno por medio de un enlace covalente polar, formando un dipolo eléctrico, como se indica en la figura: Realizado por la Prof. Rosina Pérez

57 Estructura de la molécula de agua
Copyright © 2005 Pearson Education, Inc., publishing as Benjamin Cummings Realizado por la Prof. Rosina Pérez

58 ¿Enlace covalente polar o apolar?
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59 Enlace covalente 11.12 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

60 Enlace covalente Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

61 Ejemplos: Enlace covalente
3.5 Adapted from Fig. 2.7, Callister 6e. (Fig. 2.7 is adapted from Linus Pauling, The Nature of the Chemical Bond, 3rd edition, Copyright 1939 and 1940, 3rd edition. Copyright 1960 by Cornell University. Sobre todo se da en moléculas de no-metales iguales y de no-metales diferentes entre sí Realizado por la Prof. Rosina Pérez

62 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

63 Propiedades de las sustancias con enlace covalente
Las sustancias covalentes no polares NO SON SOLUBLES en solventes Polares como el agua The familiar case of oil and water. For example, sugar dissolves in water, but fat doesn’t. The general rule is like dissolves like. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

64 Enlaces intermoleculares
Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y precisa de: Gran diferencia de electronegatividad entre átomos. El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo. Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

65 ¿Qué pasa entre dos moléculas de agua vecinas?
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66 ¿Qué pasa entre dos moléculas de agua vecinas?
Las cargas parciales en los átomos dentro de la molécula de agua permiten los puentes de hidrógeno entre las moléculas Los puentes de hidrógeno se forman cuando el H de una molécula se atrae al O de una molécula diferente El polo positivo atrae al polo negativo de la molécula vecina Realizado por la Prof. Rosina Pérez

67 Se forman enlaces “intermoleculares” llamados “Puentes de Hidrógeno”
1 ∂- ∂+ ∂+ 4 ∂+ ∂- ∂- ∂+ 2 3 Copyright © 2005 Pearson Education, Inc., publishing as Benjamin Cummings Realizado por la Prof. Rosina Pérez

68 H H O O H O H H O O Enlace Puente de Hidrógeno d + d -
Una sóla molécula de agua puede tener hasta 4 puentes de H , esto depende de la temperatura y estado físico. Este enlace se da entre la atracción de átómos de diferentes moléculas, en el que un oxígeno cargado (-) y un hidrógeno cargado (+) se unen por un enlace débil. Este es responsable de casi todas las propiedades del agua. O H O H d - d + En otra lección discutimos los dipolos que se forman a través de la molécula de agua como resultado de un covalente polar que se une entre el hidrógeno y el oxígeno. Ya que los electrones que se enlazan son compartidos desigualmente por los átomos de hidrógeno y de oxígeno , una carga parcial negativa (ð-) se forma en la parte del oxígeno de la molécula de agua, y una carga parcial positiva (ð+) se forma en la parte del hidrógeno. Puesto que los átomos de hidrógeno y oxígeno en la molécula contienen cargas opuestas (aunque parciales), moléculas de agua vecinas son atraídas entre ellas como pequeños imanes. La atracción electrostática entre el hidrógeno ð+ y el oxígeno ð- en las moléculas adyacentes es llamada enlace de hidrógeno. O H O H Realizado por la Prof. Rosina Pérez

69 Enlace o puente de Hidrógeno
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70 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)
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71 Enlace metálico Lo forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.
Los átomos de los metales con pocos e- en su último nivel no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. Se comparten los e- de valencia colectivamente. Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina. Para explicarlo usamos un modelo: Modelo del mar de electrones Realizado por la Prof. Rosina Pérez

72 Enlace metálico Elements are substances that cannot be broken down to simpler substances by chemical reactions. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

73 Enlace metálico Proviene de un mar de electrones de valencia que están como libres (1, 2, o 3 de cada átomo). El enlace metálico al tener e- libres permite una conductividad eléctrica grande. ¿Qué piensa de la conductividad eléctrica en los enlaces iónico y covalente? Realizado por la Prof. Rosina Pérez

74 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

75 Propiedades de los metales.
Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e-. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

76 Propiedades de los metales
Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. Tienen, en general, altos P. F. y P. E. dependiendo de la estructura de la red. Son todos sólidos menos el Hg. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

77 Conducción Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+ Cu+
- Cu+ Cu+ - Cu+ - - Cu+ Cu+ - Cu+ - - - Cu+ Cu+ Cu+ - - Cu+ - Cu+ Cu+ - - Cu+ Cu+ Cu+ - - Demo: thermal conductivity rods Demo: thin stainless tube over bunsen burner Demo: four fingers - Cu+ - Cu+ Realizado por la Prof. Rosina Pérez

78 Explicando las propiedades de los metales
Los metales se deforman, son maleables y dúctiles. Realizado por la Prof. Rosina Pérez

79 Maleabilidad de un metal
presión Comparación con estructura de un cristal iónico Realizado por la Prof. Rosina Pérez

80 Enlace metálico vs. Enlace Iónico
Comparación con estructura de un cristal iónico Es más fácil deformar materiales con enlace metálico que con enlace iónico ¿Porqué? Realizado por la Prof. Rosina Pérez

81 Comparando los 4 tipos de enlace entre átomos
Covalente apolar Covalente polar Iónico Metálico Realizado por la Prof. Rosina Pérez

82 Realizado por la Prof. Rosina Pérez

83 Comparando las fuerzas de atracción
Ionic Covalent Hydrogen > > Qué enlace es el más fuerte y por qué?