Enlaces Químicos.

Presentación del tema: "Enlaces Químicos."— Transcripción de la presentación:

1 Enlaces Químicos

2 OBJETIVOS Relacionar la configuración electrónica con el tipo de enlace que los átomos forman. Valorar la utilidad de la estructura de Lewis para explicar y predecir su comportamiento químico. Desarrollar habilidades de investigación, observación y análisis propios de la metodología científica. Explicar el comportamiento de los átomos y moléculas al unirse por enlaces iónicos, covalentes y de coordinación para formar compuestos comunes como los producidos en la industria, en la minería y en los seres vivos. Relacionar el enlace químico y la estructura cristalina de algunos compuestos con algunas propiedades y usos. Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas en sustancias comunes. Representar tridimensionlmente la forma de diferentes moléculas, empleando modelos de varillas y pelotitas u otros.

3 LOS ÁTOMOS SE UNEN

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6 La sal se disuelve en el agua separando sus iones

7 Planteamiento del problema
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? …

8 Introducción Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

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10 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

11 REGLA DEL OCTETO Enunciada por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble. Los gases nobles son son elementos electroqímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis. La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia ( última capa electrónica)

12 Puede alojar un electrón más
Cuando los átomos forman enlaces lo hacen a través de sus electrones más externos, aquellos que se ubican en el último nivel de energía (electrones de valencia), ya sea perdiendo o ganando tantos como pueda alojar en el último nivel . Z = 9 Puede alojar un electrón más F ͞

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

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

16 SÍMBOLOS DE LEWIS Gilbert Newton Lewis estableció que “ un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo”.

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24 Enlace iónico El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. Se forma cuando los átomos participantes presentan una diferencia de electronegatividad ( Δ EN) igual o mayor a 1,7 . 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.

25 Unión del Sodio y el Cloro
Configuración electrónica del Na: y una electronegatividad de 0.9 Configuración electrónica del Cl: Y una electronegatividad de 3.0

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28 Al ganar un electrón, el átomo de Cloro se convierte en un ión cloruro ( Cl ͞ ) logrando así la estructura electrónica estable del ARGÓN

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30 TAMAÑO DE LOS IONES Permite determinar la estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos. El tamaño de un ión depende su carga nuclear, el número de electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

31 El cloruro de sodio, como todas las sustancias iónicas, se mantiene unido por la atracción entre las cargas positivas y negativas . ENLACE IÓNICO Es la atracción entre iones con carga opuesta.

32 Unión del Ca con el Cl

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

36 Molécula de NaCl                                                                                                                   “Diagramas de Lewis”

37 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) Son sólidos a temperatura ambiente Son malos conductores de calor Forman estructuras tridimensionales (redes cristalinas) en estado sólido.

38 Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas

39 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.

40 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                                

41 Un ejemplo de enlace metálico es Litio.
En donde su único electrón está enlazado deslocalizando a los otros átomos, formando una red cristalina.

42 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 Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio Presentan brillo metálico, reflejan la luz. Son dúctiles, pueden ser estirados como alambres.

43 Enlace covalente En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten” sus electrones. Se da entre los no metales. En este tipo de enlace no se forman iones.

44 Lewis estableció que un átomo podría adquirir la configuración electrónica de un gas noble compartiendo electrones con otro átomo, unión denominada ENLACE COVALENTE. En el enlace covalente, los electrones no se transfieren de un átomo a otro, se comparten. En las sustancias en que los átomos tienen enlaces covalentes se forman moléculas verdaderas. Ej: Hidrógeno, Cloro, Cloruro de hidrógeno, dióxido de carbono, agua o azúcar.

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46 TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA
Es la relación del concepto elaborado por Lewis de enlaces de pares de electrones con la idea de los orbitales. Se señala que la acumulación de la densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia de un átomo se fusiona con uno de otro átomo. Se indica entonces que los orbitales comparten una región del espacio, o que se traslapan .

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48 Tipos de enlaces covalentes
Los electrones compartidos forman un enlace que se representa con líneas rectas de la siguiente forma: Enlace covalente simple Múltiple: doble y triple.

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51 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

52 Ejemplo Ejemplo: el gas Cloro.
Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar. Cl Cl Cl Cl

53 Otra clasificación de los enlaces covalentes según la diferencia de electronegatividad indica que podemos encontrar: ENLACE COVALENTE POLAR ENLACE COVALENTE APOLAR ENLACE COORDINADO O DATIVO

54 ENLACE COVALENTE POLAR
Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la diferencia de electronegatividad ( Δ EN) es distinta de cero, pero inferior 1,7, dando origen a compuestos covalentes conocidos como moléculas diatómicas covalentes , por ejemplo el HCL, y moléculas poliatómicas que se forman por la unión de tres o más átomos, siendo el átomo central menos electronegativo y con mayor capacidad de formar enlaces por ejemplo: SO₃

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57 ENLACE COVALENTE APOLAR
Este tipo de enlace covalente se forma por la unión de átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia ( Δ EN) igual a cero. Generalmente, da origen a moléculas homoatómicas, es decir, moléculas que comparten electrones entre dos átomos idénticos , Hidrógeno ( H₂), Oxígeno ( O₂), Nitrógeno ( N₂), Fluor ( F₂)

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61 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)

62 Ejemplo Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O. O O S S O

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65 CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Entre ellos están las sustancias moleculares formadas por moléculas individuales unidas entre sí. Se caracterizan por: Tener puntos de ebullición y fusión bajos. 2. Ser malos conductores de electricidad y calor. 3. Ser solubles en agua cuando son polares e inolubles cuando son apolares. 4. Ser blandas

66 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-)

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68 Ejercicio: ordene los siguientes enlaces covalentes de acurdo a su polaridad. Indique para cada caso que elemento posee la carga parcial positiva y caula la carga parcial negativa. Ayúdate con la tabla de electronegatividad. O H N I Si Cl S N Si O

69 Sustancias covalentes reticulares y moleculares
Sustancias covalentes reticulares: son sustancias formadas por un numero indefinido de átomos unidos uno con otros por enlaces covalentes, formando una red cristalina. Propiedades: No conducen la corriente eléctrica Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son duros.

70 Ejemplos de enlace covalente reticular
En el diamante, cada átomo de carbono se une a otros cuatro átomos de carbono mediante enlaces covalentes. A L O T R P S En el grafito, cada átomo de carbono esta unido a otros tres átomos de carbono mediante enlaces covalentes.

71 Sustancias covalentes moleculares
Son sustancias unidas por moléculas unidas entre si por enlaces intermoleculares, es decir, interactúan muy débilmente entre si, se presentan En los tres estados de la materia. Propiedades: No conducen la corriente eléctrica ni el calor. En estado solido son blandas y resistentes, pueden sufrir deformaciones sin romperse. Son solubles en sustancias que tengan similares fuerzas intermoleculares. Ejemplos: H2O N O2

72 ejercicios: realice la mejor estructura de Lewis para las siguientes moléculas.
NaF ; HCl ; H2O; NH3 ; O2 ; N2 ; SO3

73 Fuerzas intermoleculares
La fuerza que permite formar moléculas se conoce como interacción o fuerza intermolecular. Las interacciones moleculares son más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos; pero estas fuerzas son las responsables de los estados de la materia, sólido, líquido y gaseoso.

74 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas ion dipolo Fuerzas dipolo- dipolo Fuerzas de dispersión Enlaces por puente de hidrogeno

75 Fuerzas ión dipolo Esta fuerza se produce cuando un ión y una molécula polar cercana se atraen uno a otra. El ejemplo más común es la disolución de un compuesto iónico en agua; es así como los iones se separan por las atracciones entre los iones y los polos opuestos de las moléculas de agua.

76 Fuerzas dipolo- dipolo
Ocurre cuando las moléculas polares están próximas unas con otras de esta manera el polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, generándose un pequeño campo eléctrico el cual orienta a la molécula.

77 Fuerzas de dispersión o de London
Estas son fuerzas débiles y existen en cualquier partícula. Y se da principalmente en las moléculas idénticas ya que en moléculas mas grandes pueden dominar las fuerzas intermoleculares antes ya mencionadas.

78 Enlaces por puente de hidrogeno
Se presenta entre moléculas covalentes polares que contienen hidrogeno y algún otro elemento altamente electronegativo, como flúor, oxigeno o nitrógeno.