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Prof. Diego Facundo Sandoval Mamani ÁREA DE CIENCIA, TECNOLOGIA Y AMBIENTE 1.

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1 Prof. Diego Facundo Sandoval Mamani ÁREA DE CIENCIA, TECNOLOGIA Y AMBIENTE 1

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5 Iónico Covalente Metálico 5

6 Recordamos 6 Energía de ionización - La energía de ionización es la energía mínima necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Afinidad electrónica - Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, es estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. ELECTRONEGATIVIDAD - Es la capacidad de un átomo para ATRAER los electrones de un enlace químico hacia él.

7 Electronegatividad 7 Valores de Electronegatividad de Pauling

8 electronegatividad determina puede darse entreÁtomos diferentes En los cuales La diferencia de E.N. iónico Diferente de cero covalente polar y 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 cuales La diferencia de E.N. Covalente puro o no polar Cero y el enlace es H 2 ; Cl 2 ; N 2 ejemplo.

9 Enlace iónico Formados por Elementos con GRAN diferencia de electronegatividad Cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto). NaClNa + - Cl El Sodio (Z=11), con configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1, al ceder un electrón quedará cargado positivamente (Na + ) y con la configuración electrónica del Neón: 1s 2 2s 2 2p 6 El Cloro (Z=17), con configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 al aceptar un electrón quedará cargado negativamente (Cl - ) y con la configuración electrónica del Argón: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 De esta forma los átomos adquieren una carga positiva o negativa. Es decir, el enlace iónico se produce por la atracción electrostática entre un CATIÓN y un ANIÓN. 9

10 Símbolos de puntos de Lewis Es una forma de representar los electrones de valencia de un átomo. Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo. El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados 10 Cl Na. Na + Cl -

11 Estructura cristalina Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible formando redes cristalinas. Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. 11 Na + Cl - Na +

12 Principales tipos de estructura cristalina NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) CsCl (cúbica para ambos iones) CaF 2 (cúbica centrada en las caras para el Ca 2+ y tetraédrica para el F – ) 12 F Ca 2+

13 Enlace covalente Formado por Elementos con diferencia de electronegatividad igual a cero o relativamente pequeña (menor a 2) Se da principalmente con elementos No Metales Cada átomo tiende a compartir electrones para conseguir 8 e – en su última capa y adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto). El enlace es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. 13 Cl..... Cl Cl..... Cl..... O.. H. H. O HH -- H2OH2O

14 Enlace metálico Formados por Elementos con POCA diferencia de electronegatividad. Lo forman los elementos metálicos. Modelo del mar de electrones: Los átomos metálicos comparten los electrones de su última capa (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. Estos electrones desprendidos forman un mar de electrones deslocalizados que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante el mar de electrones con carga negativa que los envuelve y que no pertenecen a ningún átomo determinado. 14

15 Diferencia de ElectronegatividadUnidades que lo forman Iónico GRANDE Electrones Transferidos Iones: - Cationes - Aniones Covalente APRECIABLE o cero Electrones Compartidos - Átomos - Moléculas Metálico BAJA Electrones Deslocalizados - Cationes Metálicos con electrones deslocalizados 15

16 Propiedades de los enlaces. Estado de Agregación Punto de Fusión Iónico SólidoALTOS Forman redes cristalinas muy estables Covalente Gas: O 2 ; CO 2 Líquido: H 2 O Sólido: C (diamante) VARIABLE Desde bajas temperaturas (azúcar) hasta muy altas (carbono diamante o grafito) MetálicoSólidos Excepto Hg ALTOS Forman redes metálicas critalinas muy estables 16

17 17 DiamanteGrafito

18 Conducción Eléctrica Mecánica Iónico- En estado sólido NO conducen - Disueltos o fundidos SI Ver ejemplo en siguiente filmina - Duros - Frágiles - Quebradizos Covalente- Poco Conductores (Excepto el Grafito) - Variable Metálico- Muy buen conductores - Maleables - Dúctiles 18

19 Propiedades de los enlaces: Conducción Eléctrica en Enlaces Iónicos: 19

20 Propiedades de los enlaces. SOLUBILIDAD Fenómeno Físico Una sustancia al solubilizarse permanece como tal pero ubicada de otra manera. Microscópicamente los átomos o moléculas se mezclan con las moléculas del solvente pero no se transforman. Los compuestos se disuelven en solventes de polaridad semejante 20 Solubilidad de un cristal iónico

21 Solubilidad IónicoEn solventes polares Generalmente en agua CovalenteDependiente de la estructura molecular. - - Molécula polar en solvente polar - - Molécula no polar en solvente no polar MetálicoNo se solubilizan 21

22 Tipos de enlace covalente Enlace covalente apolar: es el formado por dos átomos iguales que comparten electrones: Sencillo: H-H, Cl-Cl Doble: O=O Triple: NΞN Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa: H-Cl, H-O-H Enlace covalente coordinado: en el que el par de electrones compartido lo aporta sólo uno de los átomos que lo forman. En este caso la molécula tiene carga eléctrica: NH 4 +, H 3 O +, 22

23 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 C 6 H 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). 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 C 6 H 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.

24 GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos Las moléculas diatómicas como H 2 o Cl 2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta. Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e – del átomo central. Las parejas de e – se sitúan lo más alejadas posibles. Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse experimentalmente por técnicas de difracción de rayos X. 24

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26 GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos Para conocer la geometría que tienen las moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases: El átomo central sólo tiene pares de e – enlazantes, ej BeCl 2, BCl 3, CH 4, etc El átomo central tiene pares de e – libres (sin compartir), ej: NH 3, H 2 O, etc 26

27 El átomo central sólo tiene pares de e – enlazante. BeF 2 : El Be tiene 2 pares de e – Angulo del enlace = 180º. BCl 3 : El B tiene 3 pares de e – Angulo del enlace = 120º. CH 4 : El C tiene 4 pares de e – Angulo del enlace = 109,4º. 27 CH 4 Tetraédrica BCl 3 Triangular BeF 2 Lineal

28 El átomo central tiene pares de e – libres. La repulsión de éstos pares de e – libres es mayor que entre pares de e – enlazantes. NH 3 : El N tiene 3 pares de e – compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 1073º < 1094º (tetraédrico) H 2 O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 1045º < 1095º (tetraédrico) Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e - libres requieren más espacio que los enlazantes, ya que están atraídos por dos átomos. 28 Agua (104,5º) Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º)

29 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e - compartidos, por lo que el enlace es polar. En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ - ) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ + ) y por tanto se forma un dipolo. δ + δ - H - Cl Cada enlace tiene un momento dipolar (magnitud vectorial cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo). 29

30 Teoría del enlace de valencia (TEV) Los modelos de Lewis y el de repulsión de pares electrónicos no resuelven cuestiones como: Por qué compartir electrones lleva a una unión estable? Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros no? Qué determina la forma geométrica de las moléculas? Por qué unos enlaces son más fuertes que otros? Con el modelo mecánico-cuántico surge la TEV. Para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, un orbital de uno de los átomos tiene que interaccionar o solaparse con un orbital del otro y cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón 30

31 Teoría del enlace de valencia (TEV) Así, 2 átomos de H (1s 1 ) tienen cada uno 1 e – desapareado en un orbital s y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e –. 31 Diagrama de energía frente a distancia interatómica HH HH HH

32 Enlace covalente simple. Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama σ (sigma). Puede ser: a) Entre dos orbitales s b) Entre un orbital s y uno p c) Entre dos orbitales p 32

33 Enlace covalente Doble y Triple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal σ (sólo 1). Si el enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral (pi). Si el enlace es triple, existe un solapamiento σ y dos. 33

34 Hibridación de orbitales atómicos Para justificar la geometría de muchas moléculas la teoría del enlace de valencia introduce el método de hibridación de orbitales. El método consiste en una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos mediante el cual se obtienen nuevos orbitales híbridos equivalentes entre sí en forma y energía. Hibridación sp 3 (tetraédrica o espacial): La combinación lineal de 1 orbital s y 3 orbitales p produce cuatro orbitales híbridos, que forman un tetraedro regular con ángulo de 109,5º 34 Orbitales atómicos Orbitales híbridos

35 35 Hibridación sp 2 (triangular o plana): La combinación lineal de 1 orbital s y 2 orbitales p produce tres orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con un ángulo de 120º. Orbitales híbridos sp 2 p s p De esta forma se pueden explicar moléculas con dobles enlaces. Ej: Etileno (C 2 H 4 ) Hibridación de orbitales atómicos

36 36 Hibridación sp (lineal): La combinación lineal de 1 orbital s y 1 orbital p produce dos orbitales híbridos sobre el mismo eje, con un ángulo de 180º. s p De esta forma se pueden explicar moléculas con triple enlace. Átomo de carbono Hibridación de orbitales atómicos Acetileno (C 2 H 2 )

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