Enlaces Químicos.

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

1 Enlaces Químicos

2 Tipos de enlace: 1. Iónico: Un átomo cede un electrón y otro lo acepta
Tipos de enlace: 1. Iónico: Un átomo cede un electrón y otro lo acepta. 2. Covalente: Los átomos comparten electrones. 3. Metálico: Los electrones están deslocalizados

3 Los símbolos de Lewis muestran solo los electrones de valencia
● representa un electrón ― representa dos electrones

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7 8.2 Enlace iónico Las sustancias iónicas resultan de la interacción de metales del lado izquierdo de la tabla periódica con no metales del lado derecho. Son sustancias quebradizas y cristalinas, con altos puntos de fusión. Esas características resultan de las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un arreglo tridimensional rígido y bien definido. FIGURA 8.3 Estructura cristalina del cloruro de sodio.

8 8.2 Enlace iónico Energía de red es la energía necesaria para separar los iones en estado gaseoso

9 La energía de red aumenta cuando las cargas de los iones es alta y la distancia entre ellos es pequeña

10 8.2 Enlace iónico FIGURA 8.4 Tendencias periódicas en la energía de red como una función del radio del catión o del anión.

11 Enlace covalente

12 8.3 Enlace covalente Cuando se comparte un par de electrones, se forma un enlace covalente sencillo (enlace sencillo). Cuando se comparten dos pares de electrones, se dibujan dos líneas en la estructura de Lewis, representando un enlace doble. Un enlace triple representa compartir tres pares de electrones. Como regla general, la distancia entre dos átomos enlazados disminuye conforme aumenta el número de pares de electrones compartidos.

13 El que atrae más a los electrones es el átomo más electronegativo
Los electrones compartidos no siempre se comparten equitativamente. El que atrae más a los electrones es el átomo más electronegativo

14 8.4 Polaridad de enlace y electronegatividad
La polaridad del enlace es una medida de qué tan equitativamente se comparten los electrones en cualquier enlace covalente. Un enlace covalente no polar es aquel donde los electrones se comparten de manera equitativa. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones del enlace en comparación con el otro. Si la diferencia en la capacidad relativa de atraer electrones es suficientemente grande, se forma un enlace iónico.

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16 Cuando el Δ electronegatividad es > 2 es un compuesto iónico
8.4 Polaridad de enlace y electronegatividad Puede utilizarse la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para medir la polaridad del enlace entre ellos. Cuando el Δ electronegatividad es > 2 es un compuesto iónico FIGURA 8.8 Distribución de densidad electrónica. Esta imagen generada por computadora muestra la distribución de densidad electrónica calculada sobre la superficie de moléculas de F2, HF y LiF.

17 8.4 Polaridad de enlace y electronegatividad
Siempre que una distancia separa a dos cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signos opuestos, se establece un dipolo. La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se conoce como momento dipolar, representado como μ. FIGURA 8.9 Dipolo y momento dipolar. Cuando cargas de igual magnitud y signos opuestos, Q+ y Q-, están separadas por una distancia r, se produce un dipolo.

18 Polaridad de enlace

19 8.5 Representación de las estructuras de Lewis
Las estructuras de Lewis indican los enlaces y propiedades de las moléculas. 1. Sume los electrones de valencia de todos los átomos. 2. Escriba los símbolos de los átomos para mostrar cuáles están unidos con cuáles y conéctelos mediante un enlace sencillo (una línea representando dos electrones). 3. Complete los octetos alrededor de todos los átomos unidos al átomo central. 4. Coloque los electrones que sobren en el átomo central. 5. Si no hay electrones suficientes para que el átomo central tenga un octeto, intente con enlaces múltiples.

20 8.5 Representación de las estructuras de Lewis
Para calcular la carga formal los electrones se asignan a los átomos como sigue: 1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en que se encuentran. 2. En cualquier enlace (sencillo, doble o triple) se asigna la mitad de los electrones de enlace a cada átomo en el enlace. La carga formal de cada átomo se calcula restando el número de electrones asignado al átomo del número de electrones de valencia del átomo neutro.

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22 Dibuje las estructuras de Lewis
CH2O anión [SCN]−

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24 8.5 Representación de las estructuras de Lewis
FIGURA 8.11 Número de oxidación, carga formal y distribución de densidad electrónica para la molécula del HCl.

25 8.6 Estructuras de resonancia
Hay moléculas y iones cuya forma determinada experimentalmente no se describe de forma adecuada con una sola estructura de Lewis dominante. Colocar los átomos en dos o más formas alternativas de estructuras de Lewis, pero equivalentes, es indistinto; sin embargo, la ubicación de los electrones es diferente. A las estructuras de Lewis de este tipo se les llama estructuras de resonancia. FIGURA 8.12 Estructura molecular del ozono.

26 8.6 Estructuras de resonancia
La resonancia es un concepto importante para describir los enlaces en las moléculas orgánicas, particularmente las moléculas orgánicas aromáticas, una categoría que incluye al hidrocarburo conocido como benceno, C6H6. FIGURA 8.14 El benceno, un compuesto orgánico “aromático”. La molécula de benceno es un hexágono regular de átomos de carbono con un átomo de hidrógeno ligado a cada carbono. Las líneas discontinuas representan la combinación de dos estructuras de resonancia equivalentes, que conducen a enlaces C-C, los cuales son intermedios entre los enlaces sencillos y dobles.

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28 8.7 Excepciones a la regla del octeto
Las excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales: 1. Moléculas y iones poliatómicos que contienen un número impar de electrones. 2. Moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene menos de un octeto de electrones de valencia. 3. Moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene más de un octeto de electrones de valencia.

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