ENLACES QUIMICOS Lic. Yeiner José Mojica Liñán.

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1 ENLACES QUIMICOS Lic. Yeiner José Mojica Liñán

2 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Las propiedades químicas de un elemento dependen de la situación de los electrones en su corteza, es decir, de la situación de sus electrones en la corteza. Por tanto, todos los electrones que tengan configuración electrónica semejante en el nivel más externo tendrán propiedades químicas parecidas.

3 Propiedades periódicas.
ELECTRONEGATIVIDAD.- Es una medida de la tracción que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones del enlace. En la tabla periódica la electronegatividad en los periodos aumenta hacia la derecha y en los grupos aumenta hacia arriba. AFINIDAD ELECTRÓNICA.- Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos hacia la derecha, y en los grupos hacia arriba. ENERGÍA DE IONIZACIÓN.- Cantidad de energía que se requiere para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los periodos aumenta hacia la derecha y en los grupos, aumenta hacia arriba. Propiedades periódicas. Ciertas propiedades de los elementos pueden predecirse en base a su posición en la tabla periódica, sobre toda en forma comparativa entre los elementos.

4 RADIO ATÓMICO.- El radio atómico es la distancia media entre los electrones externos y el núcleo. En términos generales, el radio atómico aumenta hacia la izquierda en los periodos, y hacia abajo en los grupos. CARÁCTER METÁLICO.- La división entre metales y no metales es clara en la tabla. El carácter metálico se refiere a que tan marcadas son las propiedades metálicos o no metálicos con respecto a otros elementos. El carácter metálico aumenta en los periodos hacia la izquierda y en los grupos hacia

5 ENLACE QUÍMICO 1.. Concepto de enlace químico 2.. Enlace iónico
1.1. Energía y estabilidad 1.2. Estructura de gas noble 1.3. Clases de químicos enlaces 2.. Enlace iónico 2.1. Estructura de los compuestos iónicos 3.. Enlace covalente 3.1. Modelo de Lewis 3.2. Teoría del enlace de valencia 3.3. Polarización del enlace covalente 4.. Enlace metálico 5.. Enlaces intermoleculares 6.. Tipos de sustancias según sus enlaces 18/04/2017

6 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz
1.. Concepto de enlace químico De los 118 elementos que actualmente conocemos, 90 son pueden encontrar en la naturaleza pero nunca solos (excepto los gases nobles y a veces los metales nobles y algún otro) sino formando parte de un compuesto. Decimos que los átomos de esos elementos se unen, se combinan, formando enlaces químicos. Las fuerzas que mantienen unidas a los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas, tanto simples como compuestas, de manera estable, se llaman ENLACE QUÍMICO . 18/04/2017 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz

7 1.2. Estructura de gas noble
Decíamos al principio que todos los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otro(s) elementos , excepto los gases nobles. Estos tienen su última capa electrónica, la capa de valencia, completa con 8 electrones ( excepto el helio que la completa con 2) Configuración electrónica Esta estructura con 8 electrones de valencia recibe el nombre de octeto electrónico y tiene las siguientes características: • Es la responsable de la especial estabilidad de los gases nobles, que explica el hecho que estos no se combinen con otros elementos. • En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir la estructura de gas noble, con lo que aumentan su estabilidad. Estos hechos experimentales han llevado a los químicos a enunciar una regla de gran interés: la regla del octeto Muchos elementos, al unirse con otros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gas noble, esto es, tener 8 electrones en su última capa. La regla del octeto no tiene validez general, siendo especialmente aplicable a los elementos representativos 18/04/2017

8 1.3. Clases de químicos enlaces
Los átomos que forman la molécula adquieren la estructura de gas noble cediendo electrones, ganándolos o compartiéndolos, dando lugar a los siguientes tipos de enlaces: se suele dar entre un metal (cede electrones) y un no metal (gana electrones), dando lugar a estructura de redes cristalinas. se da entre dos no metales o no metal e hidrógeno, mediante compartición de pares de electrones. Se da entre átomos de un metal También existen enlaces entre moléculas: enlaces de hidrógeno y fuerzas intermoleculares de van der Waals. 18/04/2017

9 2.. Enlace iónico Na (Z = 11) 1s2 2s2 p6 3s 1
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica ). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos (cationes) y negativos (aniones, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Como ejemplo veamos el enlace iónico entre el cloro y el sodio: Na (Z = 11) 1s2 2s2 p6 3s 1 Na+ (Z = 11) 1s2 2s2 p6 (catión sodio) Cl– (Z = 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p6 (anión cloruro) Cl (Z = 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p5 + Iones, que se unen mediante fuerza eléctrostática (Coulomb) átomos Enlace iónico También podemos representar este enlace mediante los diagramas o notación de Lewis. Es un modo de representar a los átomos y sus enlaces, propuesto por el químico G.N.Lewis Para representar un átomo, escribimos el símbolo del elemento y lo rodeamos de tantos puntos como electrones de valencia tenga. 18/04/2017

10 El enlace iónico también se llama heteropolar. ( polos distintos )
Para representar una molécula colocamos los electrones del enlace entre los átomos que lo forman. El enlace iónico del cloruro de sodio lo podemos representar mediante la notación de Lewis de la siguiente manera: El enlace iónico también se llama heteropolar. ( polos distintos ) 18/04/2017

11 2.1. Estructura de los compuestos iónicos
La atracción electrostática no se limita a un sólo ión, sino que cada uno de ellos se rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando una red cristalina iónica tridimensional. Los compuestos iónicos no forman moléculas independientes. Enlace iónico Llamamos índice de coordinación de un compuesto iónico al número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario. Compuesto índice de coordinación Cloruro de sodio NaCl :6 Cloruro de cesio CsCl :8 Fluoruro de calcio CaF :4 El tipo de enlace de un compuesto determina la mayoría de sus propiedades. Propiedades de las sustancias iónicas: • Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. • Son duros y frágiles y tienen puntos de fusión y ebullición altos. • Son solubles en disolventes polares como el agua. • Conducen la corriente eléctrica disueltos o fundidos. 18/04/2017

12 3.. Enlace covalente 3.1. Modelo de Lewis
Cuando uno de los átomos tiene tendencia a ceder electrones y el otro a ganarlos, hemos visto que se unen mediante un enlace iónico. Pero ¿ qué ocurre cuando ambos tienen tendencia a ganarlos? En este caso, se unen COMPARTIENDO PARES DE ELECTRONES, que es lo que caracteriza al enlace covalente. • Si los átomos comparten un par de electrones el enlace es SIMPLE. • Si los átomos comparten dos pares de electrones el enlace es DOBLE. • Si los átomos comparten tres pares de electrones el enlace es TRIPLE. Hay varias teorias o modelos: 3.1. Modelo de Lewis Se basa en la regla del octeto. Los electrones compartidos son aportados a partes iguales por cada uno de los átomos que forman el enlace, aunque existe la posibilidad de que los electrones sean aportados por uno sólo de los átomos ( enlace covalente coordinado o dativo) Ya dijimos al principio que la regla del octeto no tiene validez general. 18/04/2017

13 3.1. Modelo de Lewis Par de electrones enlazantes Par de electrones no enlazantes Enlace simple Ejemplos: a) La molécula de cloro: b) La molécula de oxígeno: c) La molécula de nitrógeno: Enlace doble Enlace triple Podemos comprobar que alrededor de cualquiera de estos átomos hay 8 electrones 18/04/2017

14 HCl NH3 Enlace covalente 18/04/2017

15 Como vemos en los ejemplos anteriores tenemos que decidir cómo colocar los electrones en torno a los átomos enlazados, esto es, cuántos de los electrones de valencia disponibles son electrones enlazantes (compartidos) y cuántos son electrones no enlazantes (no compartidos) ( asociados a un solo átomo) Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método: Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. 18/04/2017

16 Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis para la molécula del agua, H2O Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. H O H 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). D = = 8 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H N = 8 · · 2 = 12 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D = 12 – 8 = 4 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. Tenemos que colocar 4 electrones, es decir, 2 pares El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. Tenemos que colocar otros 4 electrones para completar los 8 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto. 18/04/2017

17 Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis para la molécula del dióxido de carbono, CO2 Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. O C O 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). D = = 16 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H N = 8 · 3 = 24 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D = 24 – 16 = 8 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. Tenemos que colocar otros 8 electrones para completar los 16 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto. 18/04/2017

18 O O S O O Otro ejemplo: el diagrama de Lewis del ión sulfato 2–
Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). D = = 32 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · 5 = 40 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D = 40 – 32 = 8 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. Tenemos que colocar otros 24 electrones para completar los 32 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto. 18/04/2017

19 NH4 + NH3 SO2 CS2 SO3 2– SO3 18/04/2017

20 3.3. Polarización del enlace covalente
En un enlace covalente formado por dos átomos iguales, el par de electrones o los pares de electrones es compartido por igual por ambos átomos. Se dice que el enlace es apolar ya que ambos átomos “tiran” con la misma fuerza de los electrones compartidos. Pero si nos fijamos en enlaces covalentes formados por átomos distintos, como el cloruro de hidrógeno: el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y tira con más fuerza del par de electrones que comparten, que estará más cerca de él que del hidrógeno. Esto hace que el cloro adquiera una carga parcial negativa δ – , mientras que el hidrógeno tiene una carga parcial positiva δ + , diciéndose que el enlace covalente es polar El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferente electronegatividad. Esto produce la aparición de cargas parciales opuestas en los extremos del enlace 18/04/2017

21 3.3. Polarización del enlace covalente (Cont.)
El enlace covalente estará tanto más polarizado cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de los dos átomos que lo forman. Aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace 3 – 0,9 = 2,1 3 – 3 = 0 3 – 2,1 = 0,9 + – + – δ+ δ– (red cristalina) Molécula de cloruro de hidrógeno Enlace covalente APOLAR Enlace covalente POLAR Enlace IÓNICO 18/04/2017

22 Propiedades de los compuestos covalentes.
• Los compuestos covalentes forman moléculas individuales. • Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados • Se disuelven bien en disolventes apolares (éter, gasolina, ….) pero no en disolventes polares (agua), y es nula su capacidad conductora. • Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles (diamante , cuarzo, …) Compuestos macromoleculares 18/04/2017

23 4.. Enlace metálico La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica son metales. La unión entre sus átomos no es por enlace iónico ya que este enlace sólo se da entre átomos distintos. Además, los metales tienen tendencia a ceder electrones y no a ganarlos. Tampoco es covalente pues los metales sólo tienen en su última capa 1 o 2 o 3 electrones y no dispondrían del número suficiente para adquirir la configuración de gas noble. Esto significa que tienen un nuevo tipo de enlace: el enlace metálico. + Electrones de valencia Según el modelo de nube de carga tiene las siguientes características: Los átomos ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos. Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y se desplazan por el interior del metal Esta estructura del enlace explica propiedades típicas de los metales, como la conductividad térmica y eléctrica, el brillo metálico, la ductilidad, la maleabilidad 18/04/2017

24 Propiedades de los compuestos metálicos:.
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor o de oem. 18/04/2017

25 Los enlaces metálicos:
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor. 18/04/2017

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27 π σ 18/04/2017

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