ENLACE QUIMICO Concepto de Enlace Químico Estructuras de Lewis

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1 ENLACE QUIMICO Concepto de Enlace Químico Estructuras de Lewis
Enlace Iónico Enlace covalente Polaridad de las moléculas Uniones Intermoleculares Geometría molecular

2 Concepto de Enlace Químico
Es la fuerza de atracción entre los átomos o iones. La naturaleza de esta fuerza tiene importancia fundamental en el estudio de la química, ya que todos los cambios químicos involucran una alteración de los enlaces químicos. Las fuerzas puestas en juego son esencialmente de origen electrostático.

3 ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. Los valores de E.N. son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

4 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD

5 REGLA DEL OCTETO Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 electrones en su capa más externa a excepción del He que tiene 2 electrones. La regla del octeto se aplica particularmente a los elementos representativos. No es válida para los elementos de transisción.

6 REGLA DEL DUETO Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrógeno, cumple la regla del dueto. La Regla del Dueto consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones

7 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 Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. ejemplo. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7

8 ENLACE IONICO Ocurre cuando se transfieren electrones de un átomo a otro, se forman iones y se dice que el enlace es iónico. Cuando los átomos interaccionan para formar un enlace, sólo la parte más externa de los átomos entran en contacto; por lo tanto, sólo sus configuraciones más externas son realmente importantes. Para representar los electrones se usan estructuras de Lewis o estructuras de puntos.

9 La razón para que dos elementos reaccionen para formar una sustancia iónica está generalmente determinada por el número de electrones que deben perder o ganar por los respectivos átomos reactantes en orden de alcanzar una configuración electrónica estable. Los enlaces iónicos se producen entre metales que tienen baja energía de ionización y afinidad electrónica y los metales que poseen alta energía de ionización y afinidad electrónica.

10 ENLACE IÓNICO Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

11 ENLACE IÓNICO

12 COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

13 ENLACES COVALENTES Esta unión resulta de compartir electrones entre los átomos que de esa manera adquieren configuraciones de gas noble. Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. 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

14 CLASIFICACION DEL ENLACE COVALENTE
Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

15 COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga

16 Enlace covalente H-H

17 Clasificación de los Enlaces Covalentes
Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: Enlace Covalente Polar Enlace Covalente Apolar Rango de Electronegatividad: Enlace Polar 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 Enlace Covalente Apolar Diferencia de electronegatividad = 0

18 ENLACES COVALENTES Enlaces Covalentes Puros Enlaces Covalentes Polares
Cuando dos átomos iguales comparten un par de electrones, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

19 Al enlace ubicado en la región intermolecular se le designa enlace sigma 

20 ENLACE COVALENTE POLAR
Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O HEN= 2, Cl EN=2,9 H Cl H+ Cl - . . . . . . . .

21 ENLACE COVALENTE COORDINADO
* Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos. * Consiste en compartir un par de electrones, proveniente del mismo átomo. Ejemplo: O H O S O H O

22 La sola regla del octeto y regla del dueto no nos permite hacer la estructura de Lewis, deberemos decidir como colocar los electrones en torno a los átomos enlazados, esto es cuantos electrones de valencia están involucrado en el enlace (electrones compartidos) y cuales electrones no se involucran en el enlace (electrones no compartido).

23 COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS

24 REPRESENTACION DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
1.-Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. Si la especie es un ión: adicione un electrón por cada carga negativa o reste un electrón por cada carga positiva. 2.-Determine el número de electrones requeridos para suministrar 2 electrones a cada átomo de H individualmente y 8 electrones a cada uno de los demás átomos individualmente. Luego súmelos 3.Electrones de enlace = elec (2) - elec(1)

25 4.- Calcule el número de enlaces como sigue:
Número de enlaces = (Elect. de enlace/2) 5.- Determine el número de electrones no enlazantes o sin compartir: Numero de elec no enlaz.= Electrones totales(1) - Electrones enlace

26 CARGA FORMAL * La carga formal es un medio para contabilizar los electrones de valencia. * Para determinar la carga formal en cualquier átomo de una molécula o ión, se asigna electrones al átomo en la forma siguiente: * Determinar electrones enlazantes, se dividen por igual entre los átomos que forman los enlaces. * Determinar los electrones no enlazantes y asignarlos al átomo al cual pertenecen.

27 CARGA FORMAL = NUMERO DE ELECTRONES DE VALENCIA - ( 1/2
Determinar la carga formal : CARGA FORMAL = NUMERO DE ELECTRONES DE VALENCIA ( 1/2 NUMERO DE ELECTRONES ENLAZANTES + NUMERO DE ELECTRONES NO ENLAZANTES).

28 ENLACES DESLOCALIZADOS
* Se llama enlace deslocalizado, al tipo de enlace en el cual un par de electrones enlazantes se dispersa sobre varios átomos en lugar de estar localizado entre dos. * Una forma sencilla de Lewis no puede describir en forma apropiada el enlace deslocalizado. En su lugar a menudo se utiliza una descripción de resonancia.

29 ESTRUCTURAS RESONANTES
* Se describe la estructura electrónica de una molécula que tiene enlace deslocalizado, escribiendo todas las fórmulas de Lewis posibles, esto se llaman fórmulas de resonancia. * Una regla que debe seguirse al escribir las formas de resonancia es que el orden de los núcleos debe ser el mismo en todas ellas, es decir los átomos deben estar unidos en el mismo orden. Ejemplo: NO3-

30 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
La regla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones son de 3 tipos: Moléculas con número impar de electrones Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto. Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto.

31 NUMERO IMPAR DE ELECTRONES
En casi todas las moléculas el Nº total de electrones de valencia es par, por lo tanto existe un apareamiento completo de los electrones. Sin embargo existen moléculas tales como: NO; ClO2; NO2 , las cuales tienen número impar total de electrones de valencia, obviamente es imposible aparear totalmente estos electrones para alcanzar el octeto, alrededor de cada átomo. Estas especies son muy reactiva y de corta vida.

32 MENOS DE UN OCTETO B ==== B
Esta segunda excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo, esto suele darse en compuestos de Boro y Berilio, ejemplo BF3. F F B ==== B F F F F

33 GEOMETRIA MOLECULAR La geometría molecular de una molécula es la disposición de los átomos en el espacio. El tamaño, y la forma (geometría) de una molécula permiten predecir la polaridad de la molécula y por lo tanto sus propiedades físicas y químicas. La forma global de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

34 PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR
La disposición geométrica de los átomos en moléculas y iones puede predecirse por medio de la teoría de repulsión del par electrónico del nivel de valencia (RPENV). Los pasos para predecir geometrías moleculares con el modelo RPENV son: 1.-Dibujar la estructura de Lewis 2.-Contar el número total de pares de electrones que rodean al átomo central y acomodarlos de modo tal que se minimicen

35 Las repulsiones entre los pares de electrones
Las repulsiones entre los pares de electrones. Los electrones totales se determinan así: Electrones= Nº de elec de valencia + más los electrones que aporta cada átomo + el ajuste para la carga del ión( si es que lo hay) Se debe entonces determinar: TOTAL ENLACE LIBRES (NO- ENL) TOTAL = (ELECT. DE VALENC TOT./2) NOTA: “ Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante o un enlace.

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41 TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES
Total Enlac Libres Estruct. Ejemp. Lineal HgCl2 Trian.Plana BF3 Angular SnCl2 Tetrahe CH Trigo.Piramid NH Angular H2O Trigo.Bipiram PCl Tetraed.Irreg TeCl Forma de T ClF3

42 Lineal ICl2 Octaédrica SF6 Cuadrada IF5 Piramidal Cuadrada BrF4- Plana

43 POLARIDAD DE LAS MOLECULAS
La geometría de una molécula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas la distribución de las densidades de cargas en las moléculas. Un extremo de una molécula polar tiene una densidad de carga negativa y el otro una positiva. Las moléculas no polares carecen de tal polaridad. H--- F

44 El momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las cargas separadas y al disminuir la longitud de enlace. El momento dipolar se mide en “debyes (D)”. COMP LONG.ENL. DIF. ELEC. (A°) (D) H-F H-Cl H-Br H-I

45 POLARIDAD MOLECULAS POLIATOMICAS
La polaridad de una molécula que contiene más de dos átomos depende tanto de la polaridad de los enlaces como de la geometría de la molécula. Los dipolos de enlaces y los momentos dipolares son cantidades vectoriales, es decir tienen “magnitud” y “dirección”. El momento dipolar global de una molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma de vectores debemos considerar tanto:

46 Molécula Estructura Momento dipolar

47 Estructura Momento Dipolar

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50 las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace.
Ejemplo: CO y H O Moléculas Polares: AB con (B átomos iguales): Lineal A---B B Plana trigonal A AB B B Tetraédrica B A B B

51 POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS
A PARTIR DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR

52 MOLÉCULAS POLARES Y NO POLARES
H2 El centro de carga positiva coincide con el centro de carga negativa. HCl Los centros de carga positiva y negativa no coinciden. Ambos están localizados en el eje de enlace, pero el centro de carga negativa está más cercano del cloro. Esta molécula es polar o dipolo.

53 DIPOLOS Los dipolos se pueden distinguir experimentalmente de las moléculas no polares por su comportamiento en un campo eléctrico: cuando las moléculas polares se colocan entre un par de placas cargadas eléctricamente, tienden a rotar para alinearse con el campo.

54 DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICO
+ - + - + - + - + - + - + - + - + - + - Dipolos antes de aplicar el voltaje a través de placas Dipolos después de aplicar el voltaje a través de placas

55 Molécula Estructura Momento dipolar

56 Molécula Estructura Momento dipolar

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59 ENLACE METALICO Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos

60 ENLACE METALICO Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son: 1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones. 2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad

61 ENLACE METALICO Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales: 1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior.

62 ENLACE METALICO 2. La banda de conducción.
En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos fijos. Los electrones de valencia de estos cationes no pertenecen a ningún átomo y son los responsables de la conducción eléctrica y calórica.

63 ATRACCIONES MOLECULARES
Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (átomos, moléculas o iones) constituyentes de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces covalentes y iónicos que puede presentar el compuesto.

64 UNIONES INTERMOLECULARES
INTERACCION DIPOLO - DIPOLO PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

65 H2O H2 + O2 H=920 KJ H2O (l) H2O (g) H=40.7 KJ

66 INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION
La energía de atracción entre dos iones con cargas opuestas es directamente proporcional a sus cargas, e inversamente proporcional a la distancia de separación. Ley de Coulomb E = -k Z Li+ . Z F- r

67 INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION
A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden, a medida que la cantidad de energía que se les entrega es capaz de vencer la energía asociada a la atracción de iones con cargas opuestas. El producto de las cargas: Z+ * Z-, aumenta a medida que las cargas de los iones aumentan

68 INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.

69 INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO
Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa. Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias

70 INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces. Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos.

71 INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO
+ - + - I ---- Cl I ---- Cl Br ---- F Br ---- F

72 FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.

73 FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.

74 FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3 También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.

75 FUERZAS DE Van der WAALS
Son débiles y de naturaleza electroestática. Se producen entre moléculas no polares. Mientras mayor sea el número de electrones más fácil se polariza la nube electrónica y más fuerte son las fuerzas. Esta fuerza surge para explicar que muchas moléculas se pueden licuar o incluso ser sólidas a temperaturas ambientes ej. I2

76 EL ENLACE DE HIDROGENO Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO. Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, flúor, oxígeno y nitrógeno.

77 EL ENLACE DE HIDROGENO F- . . . . H+ F- H+ F- . . . . H+ n
Puentes de hidrógeno F H F- H+ F H+ n

78 EL ENLACE DE HIDROGENO O H O H agua hielo