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

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Presentación del tema: "El enlace químico. Realizado por la Prof. Rosina Pérez 2 ¿A qué nivel estamos hablando?"— Transcripción de la presentación:

1 El enlace químico

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

3 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 3 El enlace químico Participante #1 (un átomo) Participante #2 (un átomo)

4 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 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.

5 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 5 Diagrama de energía en función de la distancia interatómica

6 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 6 Tipos de enlaces Intramoleculares: Iónico. Covalente. Intermoleculares: Enlaces por puente de hidrógeno. Metálico.

7 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).

8 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

9 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.

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

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

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

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

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15 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 15 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)

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

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

18 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 – O 2– Reacción global: O + 2 Na O 2– + 2 Na + Na 2 O Fórmula del compuesto: Na 2 O

19 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 19 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. Algunos átomos hacen lo imposible para lograr el octeto electrónico

20 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 20 Iones y formación de iones

21 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 21 Formación del ión Sodio Na +

22 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 22 Formación del ión Cloruro Cl -

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

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

25 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.

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

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

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

29 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.

30 Realizado por la Prof. Rosina Pérez Un ión cloruro es más grande que un átomo del cloro porque: (1) 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". Tamaño relativo de los átomos a los iones

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

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

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

34 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.

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

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

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

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

39 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 39 Hidratación de los iones en la solución acuosa

40 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 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 destiladaSolución de sal en agua (salmuera)

41 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 41 Conductividad eléctrica en sustancias iónicas

42 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 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.

43 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 43 Cuando los átomos comparten los electrones la unión que los mantiene juntos es una unión covalente. H2H2 Enlace covalente

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

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

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

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

48 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 + -

49 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 49 Para indicar un dipolo se puede usar un vector El vector apunta al polo negativo del dipolo. HClHBrH O H Las moleculas de HCl, HBr y H 2 O son polares.

50 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 50 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. Compensación por simetría

51 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

52 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 52 Enlace covalente no polar Requiere compartir pares de electrones Ej: CH 4 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)

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

54 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

55 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)

56 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:

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

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

59 Realizado por la Prof. Rosina Pérez Enlace covalente

60 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.

61 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 61 Ejemplos: Enlace covalente Sobre todo se da en moléculas de no-metales iguales y de no-metales diferentes entre sí 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. 3.5

62 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 62

63 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 63 For example, sugar dissolves in water, but fat doesnt. The general rule is like dissolves like. The familiar case of oil and water. Propiedades de las sustancias con enlace covalente Las sustancias covalentes no polares NO SON SOLUBLES en solventes Polares como el agua

64 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.

65 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 65 ¿Qué pasa entre dos moléculas de agua vecinas?

66 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 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

67 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 67 Se forman enlaces intermoleculares llamados Puentes de Hidrógeno Copyright © 2005 Pearson Education, Inc., publishing as Benjamin Cummings

68 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 68 O O H H H H O O H H H H O O H H H H O O H H H H O O H H H H Enlace Puente de Hidrógeno 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. 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.

69 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 69 Enlace o puente de Hidrógeno

70 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 70 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

71 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 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

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

73 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?

74 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 74

75 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-.

76 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.

77 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 77 Conducción Cu

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

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

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

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

82 Realizado por la Prof. Rosina Pérez 82

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


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