ENLACE QUÍMICO.

Presentación del tema: "ENLACE QUÍMICO."— Transcripción de la presentación:

1 ENLACE QUÍMICO

2 En esta presentación se incluye material didáctico elaborado por: Dra
En esta presentación se incluye material didáctico elaborado por: Dra. Paola Gómez-Tagle Dra. Erika Martin Arrieta Dr. Laura Ma. Gasque Silva

3 Para entender el enlace químico es importante conocer y entender las propiedades de las sustancias primero…

4 ¿Podemos clasificar a las sustancias?

5 LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS

6 Por estado de agregación
sólidos líquidos gases

7 Problemas.... ¿A qué temperatura? Temperatura “ambiente”
Ga 28.5ºC, Cs 29.8ºC, DMSO 18.5ºC ¿A qué presión? 1-penteno: líquido (excepto en el D.F., en La Paz Bolivia, en Bogotá, en Toluca, en Guanajuato.... ¿ En qué tiempo? Puré de papas, mermelada, vidrio=mito

8 Mejor revisemos de nuevo

9 Sólidos de “alto” punto de fusión

10 Grafito.... Punto de fusión (P. f. )  °C ...

11 Diamante..... P. f  4000 °C (Cotton dice que es el mayor conocido)

12 Ca5(PO4)3(OH) P. f. = 1600 °C Hidroxiapatita

13 Hierro P. f. = 1528 °C

14 Sal común P. f. = 801 °C

15 Alto punto de fusión Cuando las entidades que los forman atraen a sus vecinos cercanos de manera fuerte y homogénea, nos encontramos frente a interacciones multidireccionales, donde las uniones se dan en varias direcciones. REDES

16 Sólidos de bajo punto de fusión

17 Azufre P. f.  120 °C

18 Sólidos de bajo punto de fusión
Aquí las interacciones se dan con intensidad, pero sólo entre algunos átomos vecinos y son débiles con los otros. A esto se le llama interacciones de dirección selectiva, ya que sólo en algunas direcciones que se da una interacción fuerte. MOLÉCULAS

19 Moléculas En las interacciones de dirección selectiva, hay átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos (con lo que se forman moléculas), pero la interacción entre moléculas es relativamente débil. En este caso, para pasar al estado líquido lo que se requiere es romper las interacciones débiles entre moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo.

20 Fósforo Blanco, pf = 44°C Rojo, pf = 590°C Negro pf = 610°C

21 Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión
Si una sustancia está formada por moléculas será explicable que exista como un gas, como un líquido o como un sólido con temperatura de fusión reducida.

22 En resumen Bajo punto de fusión (sólido, líquidos o gases)
Sólidos de alto punto de fusión Interacciones multidireccionales: REDES Bajo punto de fusión (sólido, líquidos o gases) Interacciones de direccionalidad selectiva. MOLÉCULAS

23 ¿Conductividad? En estado sólido Fundidos En disolución

24 Conductividad en disolución

25 ¿Y la cristalinidad...?

26 ¿Y la solubilidad...?

27 Clasificación de las sustancias
Sólidos de bajo punto de fusión Sólidos de alto punto de fusión Conduce* en sólido No conducen* en sólido Conduce* fundido Conduce* fundido No conducen* fundido Conduce* en disolución No conducen* en disolución * Conducción de la electricidad

28 Redes metálicas Zinc Hierro Cobre

29 Redes covalentes Diamante a-grafito b-grafito
C-trigonal en ambas estructuras Redes covalentes C-tetraédrico arreglo cúbico en toda la red a-grafito ABAB dC-C= pm vs 154 (C-C en moléculas) d entre capas= pm dC-C= pm vs pm en grafito Diamante b-grafito ABCABC

30 Redes covalentes El mejor diamante: arreglo hexagonal análogo a la wurzita (ZnS) Diamante-Lonsdaleita

31 Redes covalentes SiO2 -cristobalita

32 Sólidos moleculares Cinamida I2 Proteína sólido I2 Br2 Cl2 F2 T. F. ºC
114 -7 -101 - 220 Proteína

33 Sólidos moleculares C60 Otro alótropo de carbono pero forma un
SÓLIDO MOLECULAR Molécula: 12 hexágonos y 20 pentágonos C60 Estructura: cúbica centrada en las caras ¿Qué interacciones intermoleculares mantienen unido a este sólido?

34 ENLACE QUÍMICO

35 Enlace iónico Un enlace iónico es el enlace químico que se forma por la atracción electrostática neta que existe entre un conjunto de aniones y cationes

36 Enlace metálico Los metales pueden concebirse como un conjunto de iones positivos que se encuentran ordenadamente colocados dentro de un mar de electrones libres.

37 Enlace covalente Cuando se comparten electrones entre un par de dos átomos se forma entre ellos un enlace covalente que da origen a una molécula, en este caso diatómica, como el H2, el CO, el Cl2, el HCl. (nótese que todos son gases)

38 Enlace covalente polar
En el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro atrae con más fuerza a los electrones que el hidrógeno, pero los electrones se comparten entre los dos átomos, no se han cedido de uno a otro como en el caso de un enlace iónico: Decimos que el cloro es más electronegativo

39 ¿y eso....cómo se sabe...?

40 Electronegatividad Definición de Pauling:
Es la capacidad de un átomo en un enlace para atraer electrones hacia sí mismo

41 Comportamiento periódico
Ojo con la “tendencia general”

42 Predicción del tipo de enlace
 = 0 enlace covalente no polar ? <  < 0 enlace covalente polar  > ?? enlace iónico

43 ¿Tipo de enlace...? CsF  = 4.0 – 0.7 = 3.3 NaCl  = 3.0 – 0.9 = 2.1
LiBr  = 2.8 –1.0 = 1.8 HF  = 4.0 –2.1 = 1.9 BF3  = 4.0 –2.0 = 2.0

44 Óxidos Na2O  = 2.4 CaO  = 2.5 FeO  = 1.7 Al2O3  = 2.0
CO2  = 1.0 NO2  = 0.5 SO3  = 1.0

45 Ejercicio #6 Falso (F) o verdadero (V)
Los compuestos covalentes pueden formar sólidos cristalinos. Los compuestos gaseosos a temperatura ambiente, son covalentes El gas BF3 es iónico porque la diferencia de electronegatividades entre el B y el F es de 2. Todo compuesto iónico se disuelve en agua y conduce la corriente Si un compuesto forma cristales a T amb., es iónico

46 Otra manera de saberlo es…

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49 Triángulo del enlace IÓNICO METÁLICO COVALENTE

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51 Enlace covalente vs enlace iónico

52 Enlace e- de valencia He 2 Ne 8 Ar Kr Xe 8 Rn 8 Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis

53 Enlace En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa). Ejemplo: El enlace en la molécula de agua Ej.: El enlace en la molécula de agua

54 Estructuras de Lewis Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces químicos. Grupo # de valencia e- configuración 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5

55 Estructuras de Lewis X Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento: X v v

56 Estructuras de Lewis Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

57 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. 2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. 3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles. 4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo. Ejemplo 1: CH4 2) Ejemplo 2: H2CO C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x2= 2e- O: 1s22s2p4  6e- 12e- 1) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 4) 1) C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x4= 4e- 8e- 2)

58 Estructuras de Lewis Ejemplo 3: SiO4-4 Si: 3s2p2  4e-
O: 2s2p4  6e-x4 = 24 + 4 cargas neg. (4e-) 32 e- 2) 1) 3) e- de v. libres: 32-8= 24 4) Ejemplo 4: SO2 S: 3s2p4  6e- O: 2s2p4  6e-x2 = 12 18 e- 2) 1) 3) e- de v. libres: 18-4= 14 4)

59 Excepciones a la regla el octeto
Octeto incompleto, átomos de los grupos 2 y 3 (familias IIA y IIIA) Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be B – 3e- 3F – 3x7e- 24e- 3 enlaces simples (3x2) = 6 F B BF3 9 pares de iones (9x2) = 18 Total = 24 9.9

60 Excepciones de la regla del octeto
Estructuras con electrones impares N – 5e- O – 6e- 11e- NO N O El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2, elementos que pertenecen a los periodos 3, 4, 5, 6 ó mayores) S F S – 6e- 6F – 42e- 48e- 6 enlaces simples (6x2) = 12 18 Pares de iones (18x2) = 36 Total = 48 SF6 9.9

61 ¿Cuáles son las estructuras de resonancia
Una estructura resonante ocurre cuando dos o más estructuras de Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis. O + - O + - ¿Cuáles son las estructuras de resonancia para el ion (CO32-)? O C - O C - O C - 9.8

62 Carga formal De las estructuras posibles, aquella cuya carga formal sea menor, es la más razonable. Carga formal= (# de e- de valencia) – ½(# de e- compartidos) – (# de e- no compartidos)

63 Ejercicios de estructuras de Lewis, carga formal y estructuras resonantes:
Hacer 10 de las moléculas que se tienen en opciones

64 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV)
Gillespie R. J. y Nyholm R. S.  AXnEm  A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios  Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos + pares solitarios PT=PC+E

65 Disposición y geometría de las moléculas

66 Reglas de repulsión entre
pares electrónicos Distorsiones entre ángulos y distancias Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PC interacciones entre pares con ángulos  120o no son importantes 104.5o 107.3o 109.4o

67 Reglas de repulsión entre
pares electrónicos Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es más electronegativo por lo tanto el ángulo disminuye Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si uno de los enlaces es múltiples, por lo tanto el ángulo en este caso aumenta

68 Ejercicio #8 Geometría?? PS-PS 0 0 1 PS-PC 4 6 3 PC-PC 2 0 2
ClF PT= 5 Disposición de bipirámide trigonal Geometría?? Tabla de interacciones Repulsiones En T Trigonal Piramidal PS-PS PS-PC PC-PC