ENLACE QUIMICO.

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1 ENLACE QUIMICO

2 INTRODUCCIÓN Los elementos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, otros son benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elementos químicos que lo formen, el modo como se enlazan, la forma y geometría de los agregados atómicos y como estos se intercambian entre sí.

3 Entre los investigadores Walther Kossel (Alemán), Gilbert Newton Lewis e Irving Langimoir (EE.UU), estudian los compuestos ionicos y los dos últimos ionicos y covalentes demostrando que los átomos al formar enlaces químicos adquieren la estructura electrónica de un gas noble. (8 electrones en el nivel externo) lo que hoy se llama REGLA DE OCTETO. Se considera a KOSSEL padre del enlace Ionico. Se considera a LEWIS padre del enlace Covalente.

4 Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el anión.

5 La unidad fórmula constituida por átomos metálicos y no metálicos ionizados (cationes y aniones) se encuentran en la estructura interna de los compuestos iónicos, mientras que la unidad fórmula constituida por átomos no metálicos neutros se llama molécula y se encuentran en la estructura interna de las sustancias covalentes. Los Cationes y Aniones se unen mediante fuerza electrostática de atracción que se denomina Enlace ionico ó Electrovalente.

6 ENLACE IONICO ó ELECTROVALENTE
Los Átomos neutros en una molécula se unen mediante fuerza electromagnética (eléctrica y magnética) ENLACE COVALENTE. Los Átomos metálicos se unen mediante interacción electrostática de cationes metálicos y el “mar de electrones” ENLACE METALICO.

7 ENLACE QUÍMICO Es la fuerza que mantiene unido a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular), para formar un estado condensado de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predomina fuerza eléctrica.

8 PRINCIPIO FUNDAMENTAL:
Los átomos y moléculas forman enlace químico con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para tener mayor estabilidad. En caso de los átomos, la estabilidad se reflejará en un cambio de su configuración electrónica externa. La ENERGÍA DE DISOCIACIÓN DE ENLACE (separa a los átomos) es mayor mientras más fuerte es el enlace (energía de enlace)

9 Notación o Formula de LEWIS:
Representación Convencional de los Electrones de valencia, (electrones que intervienen en el ENLACE QUIMICO) mediante el uso ( . ) ó ( x ) que se coloca alrededor del elemento. 1H = 1s1  8O = 1s22s22p4  Los Gases Nobles poseen gran estabilidad.

10 REGLA DEL OCTETO “Los átomos, al formar Enlace Químico y lograr estabilidad, adquieren estructura electrónica de un gas noble. “existen excepciones”.

11 La estructura de Lewis de un elemento consiste en el símbolo del elemento, más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el oxigeno tiene la siguiente configuración electrónica su símbolo con electrones/punto mostrará, por consiguiente, seis electrones de valencia, correspondientes a aquellos ubicados en el nivel más externo (n =2).

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13 Clasificación de Enlace Químico:
1)Enlace Interatómicos Enlace Iónico ó Electrovalente Enlace Covalente. Enlace Metálico. 2)Enlace Intermolecular ó Fuerza de Van der Waals. Enlace Dipolo Dipolo. Enlace Puente de Hidrógeno. Enlace por Fuerza de London.

14 ENLACE IONICO Sal común (ClNa), Cal viva (CaO), Sulfato de sodio (Na2SO4), hidróxido de potasio (KOH). - El enlace iónico es una fuerza electrostática de atracción entre un catión y un anión que se forman previa transferencia de electrones de valencia. - Estos compuestos son sólidos - Están formado por cationes (metal) y aniones (no metal) - Los compuestos iónicos binarios: se forman entre un metal de baja electronegatividad (IA y IIA) y un no metal de alta electronegatividad (VIIA, O y N).

15 Características Generales:
- Enlaces entre un elemento métalico y no metálico - Casos de excepción: BeCl2, BeO, BeF2, BeBr2, BeI2, y AlCl3, estos compuestos forman enlaces covalentes. - NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, etc., estos compuestos son ionicos. - Los compuesto binario con una EN1.7 son iónico. Pero tiene sus excepciones como el LiH EN1.1 (iónico)

16 PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS:
- A temperatura ambiente son sólidos de alta dureza, malos conductores de la electricidad, solubles en solventes polares como el agua. - Son frágiles y quebradizos. - Fundidos (en estado líquido) o disuelto en agua (solución acuosa) son buenos conductores eléctricos, a esta disociación en IONES se llaman ELECTROLITOS. - Son sólidos cristalinos.

17 Analicemos la reacción entre el sodio (metal del grupo IA) con el cloro (no metal del grupo VIIA). El sodio es un metal blando, plateado (p.f. 98 ºC) y el cloro es un gas corrosivo amarillo verdoso a la temperatura ambiente. Ambos reaccionan con el agua, el sodio lo hace violentamente, por el contrario, el compuesto que generan, el cloruro de sodio es un sólido blanco (p.f. 801 ºC) soluble en agua con poca absorción de calor. Su formación se representa por:

18 Para continuar con esta reacción con más detalles, debemos observar las configuraciones electrónicas de las especies que participan. Por comodidad, consideremos átomos de cloro en vez de moléculas.

19 En la reacción indicada, los átomos de sodio pierden un electrón y forman iones sodio, Na+, que contienen cada uno 10 electrones, es decir, el mismo número que el gas raro precedente, neón. Por ello se dice que los iones sodio tienen la estructura electrónica del neón. Por el contrario, los átomos de cloro ganan cada uno un electrón formando iones cloruro, Cl-, que contienen 18 electrones, el mismo número que el argón, gas raro siguiente. Pueden hacerse observaciones similares para todas las reacciones entre metales y no metales representativos. El ión sodio, Na+, es ISOELECTRÓNICO del neón; es decir, ambos tienen el mismo número de electrones, 10. El ión cloruro, Cl-, es ISOELECTRÓNICO del argón (18 e-). Debido a que en este tipo de enlace se forman iones de cargas opuestas, la fuerza de unión es esencialmente de tipo coulombiana por lo que estos compuestos son sólidos de alto punto de fusión.

20 ENLACE COVALENTES Agua, metano, azúcar. - El Enlace Covalente es la fuerza electromagnética, principalmente eléctrica, que surge cuando los electrones compartidos son atraídos por los núcleos de los átomos enlazados. Esta fuerza es más intensa. - Los compuestos covalentes pueden ser líquidos, gaseosos o sólidos a temperatura ambiente. - Poseen moléculas. - Los átomos covalentes unen los átomos no metálicos para formar moléculas.

21 TIPOS DE ENLACES COVALENTES
Según el número de electrones aportados: - Covalente Normal: cada átomo aporta un electrón para formar el par electrónico enlazante, por lo tanto se efectúa en orbitales desapareados. - Covalente Coordinado o Dativo: consiste en que el “par electrónico enlazante” es aportado por un solo átomo.

22 Según el número de pares electrónicos enlazantes:
- Enlace Simple: Consiste en un par electrónico enlazante entre dos átomos. - Enlace Múltiple: Consiste en dos o más pares electrónicos enlazantes entre dos átomos.

23 Según el tipo de Orbital Molecular Enlazante:
Son de dos tipos: SIGMA (), Pi()

24 POLARIDAD Y APOLARIDAD DE ENLACE
a) Enlace Covalente Polar: Es aquel que surge entre los átomos de elementos diferentes, donde la compartición del par electrónico enlazante no es equitativo (es desigual), por la diferencia de electronegatividad. 0 < EN < 1,7. Excepción: HF, BF b) Enlace Covalente Apolar: Compartición equitativa (igual) de los electrones enlazantes entre dos átomos. Atomos iguales, EN = 0

25 Si analizamos el átomo de Cl (Z = 17) tenemos que este necesita ganar o compartir 1 e- con otro elemento para disponer de 8e- en su capa más externa: de este modo la molécula de cloro es diatómica y está unida por 1 par de electrones lo que se denota con una línea simple Cl-Cl.

26 Analizando el caso del O (Z = 8) tenemos que este necesita ganar o compartir 2 electrones:
de este modo la molécula de oxígeno está formada por dos átomos de oxígeno, cada una con 8e- , unidos por 2 pares de electrones lo que se denota con dos líneas entre los átomos, O=O.

27 Finalmente analizaremos el caso del N (Z = 7) el que necesita ganar o compartir 3 electrones para lograr tener 8 e- en su capa más externa en cada átomo: Así, la molécula de nitrógeno esta unida por tres pares de electrones lo que se denota con tres líneas entre los átomos,