FORMULAS QUIMICAS Y EL ENLACE QUÍMICO

Presentación del tema: "FORMULAS QUIMICAS Y EL ENLACE QUÍMICO"— Transcripción de la presentación:

1 FORMULAS QUIMICAS Y EL ENLACE QUÍMICO
Grado Decimo Lic. Ruby Guerrero

2 INTRODUCCIÓN Por los conocimientos que tenemos hasta el momento, sabemos que existen al menos 103 elementos en la tabla periódica. Pero en la naturaleza existen mucho más sustancias que esos 103 elementos. Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo interactúan entre sí estos elementos?

3 Introducción Obviamente ha de existir una “forma” en que estos elementos se unan entre sí, para generar más sustancias y compuestos. La “forma” en que se unen estos elementos es mediante enlaces.

4 Cuándo hacemos leche en polvo, o cuando le echamos azúcar al té, ¿desaparece la leche o el azúcar?
Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas preguntas serán respondidas en esta clase.

5 ENLACE QUÍMICO Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. O2 diatómica SO2 triatómica NH3 tetraatómica

6 Compuestos Es una sustancia pura que se descompone en elementos.
La parte más pequeña de un compuesto es una molécula. La molécula es la unión de varios átomos. Dos o más átomos pueden formar diferentes compuestos.

7 Antonie Lavoisier plantea las siguientes leyes:
Los compuestos se representan mediante FORMULAS. Antonie Lavoisier plantea las siguientes leyes: Ley de proporciones definidas: Un compuesto dado contiene siempre los mismos elementos unidos en las mismas proporciones de masa

8 Representación de los compuestos
Fórmula empírica: Es la fórmula más simple de un compuesto. Muestra la relación más sencilla entre los átomos de los elementos. H2O CH2 O

9 Fórmula molecular Indica en sus subíndices, el número de átomos presentes en la molécula de un compuesto. Siempre es un número entero de la fórmula empírica. Empírica H2O CH2 O Molecular H2O C6 H12 O6

10 Fórmula estructural Establece además, la posición de los átomos en las moléculas. Pueden existir moléculas con misma fórmula molecular pero distinta estructural: isómeros.

11 Análisis de por que se presentan los Enlaces Químicos
La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante. ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo? …

12 Por que existen los enlaces?
¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl? ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular? ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

13 Diferentes estructuras moleculares

14 Estructuras moleculares

15 Una primera aproximación para interpretar el enlace
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO

16 Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto
Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones

17 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 é en su capa más externa a excepción del He que tiene 2 é.

18 REGLA DEL DUETO Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, 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.

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

20 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.

21 Según el tipo de átomos que se unen:
Metal – No metal: uno cede y otro capta electrones (cationes y aniones) No metal – No metal: ambos captan electrones, comparten electrones Metal – Metal: ambos ceden electrones

22 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.

23 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 1,7 mayor que 1,7

24 Formacion de Iones Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes: Esta perdida de electrones se llama oxidación. Na Na e sodio Mg: Mg e magnesio : Al Al e aluminio

25 Formación de Aniones Los no metales ganan electrones y adquieren la configuración de gas noble: Este proceso se llama reducción. : Cl e : Cl : - : O : + 2e : O : oxido :N e : N : nitruro : : : : : . : . : . . :

26 Ejemplo de enlace iónico

27 COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS

28 Teoría de Lewis Recordando... Se basa en las siguientes hipótesis:
Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

29 Símbolos de puntos de Lewis
Símbolos de Lewis para los elementos del segundo periodo (n = 2). Li Be B C N O F Ne

30 Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+. H H · ·· | CH4 · C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H · ·· | H H HCN H–CN : H2CO H–C=O : | ·· H H NH H– N+ H H ·· ·· : O : : O : ·· ·· ··  H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H H–O–S–O–H ·· ·· ··  : O : : O : ·· ·· : O : || H–O–S–O–H || : O :

31 Excepciones a la teoría de Lewis
Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de otros enlaces.

32 No representa la forma tridimensional de la molécula
Estructuras de Lewis Forma estructural plana de una molécula que muestra cómo están unidos los átomos entre sí. No representa la forma tridimensional de la molécula Para escribir una estructura de Lewis se aplica la regla del octeto: cada átomo llena su último nivel con ocho electrones (o dos para el helio) Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente e- de valencia He Ne Ar Kr Xe Rn

33 Estructuras de Lewis: ejemplos
Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono CO2 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales O C O Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s22p carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s22p oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e = 16 8 pares de electrones

34 Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo CO2 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central: Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Estructura de Lewis del CO2

35 Algunos ejemplos…

36 “Molécula” de NaCl                                                                                                                   “Diagramas de Lewis”

37 “Molécula” de MgF2

38 Moléculas de H2 y O2

39 Moléculas de N2 y CO2

40 Tipos de enlace Iónico Metálico Covalente

41 TIPOS DE ENLACE

42 Diferencia entre enlaces

43 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). 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. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

44 Propiedades compuestos iónicos
Elevados puntos de fusión y ebullición Solubles en agua No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis) Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

45 Enlace iónico El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

46 Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

47 Redes iónicas CsCl NaCl

48 Electrones muy localizados.
Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.

49 Propiedades compuestos covalentes (moleculares)
No conducen la electricidad Solubles: moléculas apolares – apolares Insolubles: moléculas polares - polares Bajos puntos de fusión y ebullición… ¿Fuerzas intermoleculares?

50 Enlace Covalente

51 Diferentes tipos de enlace covalente
Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple Polaridad del enlace: Apolar Polar Enlace covalente dativo o coordinado

52 Enlace covalente normal
Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

53 Tipos de enlace covalente normal
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

54 Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:
Enlace Covalente Polar Enlace covalente Apolar Rango de Electronegatividad: 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 Enlace Polar Diferencia de electronegatividad = 0 Enlace Covalente Apolar

55 Polaridad del enlace covalente
Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

56 Enlace covalente dativo o coordinado
Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

57 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

58 Redes covalentes Grafito: láminas de átomos de carbono
Diamante: tetraedros de átomos de carbono Grafito: láminas de átomos de carbono La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

59 Moléculas covalentes Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…) Si el enlace es polar: Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes) Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)

60 Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ- no coincide con el centro geométrico de δ+

61 Moléculas covalentes apolares: el centro geométrico de δ- coincide con el centro geométrico de δ+
En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar. Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O. O ─ C ─ O δ+ δ-

62 Enlace metálico Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

63 Fe El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico                                

64 Propiedades sustancias metálicas
Elevados puntos de fusión y ebullición Insolubles en agua Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. Pueden deformarse sin romperse

65 Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals
Fuerzas entre dipolos permanentes Fuerzas de enlace de hidrógeno Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)

66 Fuerzas entre moléculas polares (dipolos permanentes) HCl, HBr, HI…
- +

67 Enlace 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

68 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

69 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

70 Enlaces de hidrógeno en el ADN
Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Interior hidrófobo Esqueleto desoxiribosa- fosfato Enlaces de hidrógeno Exterior hidrófilo A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Bases nitrogenadas Repulsión electrostática

71 Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.

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