ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURA

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

1 ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURA
ENLACE IÓNICO Y ESTRUCTURA ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS COVALENTES FUERZAS INTERMOLECULARES ENLACE METÁLICO

2 ENLACE IÓNICO Los iones se forman cuando uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Generalmente, se forma entre un metal y un no metal La transferencia electrónica se produce para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble El electrón perdido por el sodio es ganado por el cloro en la formación del compuesto iónico cloruro de sodio (NaCl) El sodio se oxida (pierde un e-) Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] El cloro se reduce (gana un e-) Cl [Ne]3s23p5 Cl- [Ne]3s23p6 ó [Ar]

3 MgO En este enlace iónico entre magnesio y oxígeno
¿Qué sucede con el magnesio y con el oxígeno? Escribir la ecuación de ionización de estos elementos ¿Qué configuración electrónica alcanzan?

4 ENLACE IÓNICO Iones Poliatómicos
Por definición un enlace iónico está relacionado con fuerzas electrostáticas entre cationes y aniones. NH4+ + Cl- → NH4Cl Ion Nombre NH4+ Amonio OH- Hidróxido NO3- Nitrato HCO3- Bicarbonato CO22- Carbonato SO42- Sulfato PO43- Fosfato

5 ENLACE IÓNICO La regla de Octeto
Los elementos tienden a ganar o perder electrones (oxidarse), ganar electrones (reducirse), o compartir electrones para adquirir la configuración electrónica de gas noble.

6 ENLACE IÓNICO Propiedades Físicas
Estructura: Bajo condiciones normales, son sólidos y forman redes cristalinas que consisten estructura tridimensionales de unidades repetitivas de iones positivos y negativos. Punto de fusión y ebullición: Altos. Debido a las fuerzas de atracción electrostáticas. 𝐹∝ 𝑄 1 𝑄 2 𝑟 2 Volatilidad: Baja. (Tendencia de una sustancia a vaporizarse) Conductividad eléctrica: No conducen en estado sólido. Al derretirse sin conducen electricidad. Solubilidad: Solubles en solventes polares. Insolubles en solventes no polares. Puntos de fusión NaCl: 1413°C MgO: 2852°C

7 ENLACE IÓNICO Ejercicio
Deducir la fórmula y el nombre del compuesto iónico formado entre: Combinación Iones formados Fórmula Nombre Ej) Sodio y cloro Na+ y Cl- NaCl Cloruro de sodio a) Magnesio y flúor b) Aluminio y oxígeno c) Sodio y oxígeno d) Calcio y nitrato e) Amonio y fosfato

8 ENLACE COVALENTE Se produce cuando los átomos comparten electrones para obtener la configuración electrónica de un gas noble. Generalmente, ocurre entre no metales.

9 ENLACE COVALENTE Símbolos de Lewis
Para observar claramente este tipo de enlace, es útil la idea de los símbolos de Lewis. Símbolo de Lewis: Representa los electrones de valencia de los elementos.

10 ENLACE COVALENTE Flúor (F2) enlace simple Oxígeno (O2) enlace doble
1 par de e- enlazados, 6 pares de e- no enlazados Oxígeno (O2) enlace doble 2 pares de e- enlazados, 4 pares de e- no enlazados Nitrógeno (N2) enlace triple 3 pares de e- enlazados, 2 pares de e- no enlazados Ácido fluorhídrico, fluoruro de hidrógeno (HF) enlace simple 3 pares de e- no enlazados Deducir la estructura de Lewis de las moléculas de CO2 y H2O

11 FUERZA Y LONGITUD DE ENLACE
Un enlace triple es más fuerte que un enlace doble, el cual es más fuerte que un enlace simple. Analizar entalpías de enlace en el Cuadernillo de datos LONGITUD - > = > Ξ Un enlace simple es más largo que un enlace doble, el cual es más largo que un enlace triple Enlace Entalpía de enlace a 298K (kJmol-1) Longitud de enlace (pm) CΞC 839 120 C=C 614 134 C-C 346 154

12 POLARIDAD Enlace covalente polar: Cuando los pares de electrones compartidos, no son compartidos equitativamente. Un átomo tendrá una carga parcial negativa δ- Un átomo tendrá una carga parcial positiva δ+ La separación de carga se puede representar vectorialmente con un momento dipolo, μ Enlace covalente puro (no polar): Si ambos átomos del enlace covalente son idénticos.

13 ELECTRONEGATIVIDAD (Xp)
Atracción relativa de un átomo de un elemento por el par de electrones compartidos en un enlace covalente. En el cuadernillo de datos se encuentra valores de escala de electronegatividad El flúor es el elemento con la mayor electronegatividad, con un valor de 4.00 Con la electronegatividad se puede estimar si un enlace es iónico, covalente no polar o covalente polar. Tipo de enlace ∆ 𝑿 𝒑 Iónico ∆ 𝑿 𝒑 >𝟏.𝟖 Covalente puro (no polar) ∆ 𝑿 𝒑 =𝟎 Covalente polar ∆ 𝑿 𝒑 ≤𝟏.𝟖

14 Ejemplos F HF NaF

15 ENLACE COVALENTE vs. ENLACE IÓNICO
Formado entre un catión (usualmente un metal) y un anión (usualmente un no metal). Usualmente formado entre no metales Formado por átomos que han perdido electrones (oxidación) o han ganado electrones (reducción) para adquirir la configuración electrónica de un gas noble Formado por átomos compartiendo electrones entre ellos para adquirir la configuración electrónica de un gas noble. Atracción electrostática entre iones de cargas opuestas Atracción electrostática entre pares de electrones compartidos y núcleos cargados positivamente Los compuestos iónicos tienen estructuras cristalinas Los enlaces covalentes son moléculas

16 ENLACE COVALENTE vs. ENLACE IÓNICO
Los compuestos iónicos tienen puntos de fusión y ebullición más elevados Los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición más bajos. Los compuestos iónicos tiene baja volatilidad Los compuestos covalentes son más volátiles Los compuestos iónicos tienden a ser solubles en agua Los compuestos covalentes son típicamente insolubles en agua Los compuestos iónicos conducen electricidad ya que los iones están libres para moverse en estado fusionado. No conducen electricidad en estado sólido, al no tener iones libres para moverse Los compuestos covalentes no conducen electricidad al no tener iones presentes para pasar la carga

17 ESTRUCTURA COVALENTE Estructuras de Lewis TRPEV
Pares de electrones enlazantes Pares de electrones libres TRPEV PL І PL > PL І PE > PE І PE Pasos GEOMETRÍA ÁNGULO ÁTOMOS UNIDOS PARES LIBRES EJEMPLO LINEAR 180° 2 CO2 TRIANGULAR 120° 3 (CO3)-2 ANGULAR 117 1 SO2 TETRAÉDRICA 109.5° 4 CH4 PIRÁMIDE TRIGONAL 107° NH3 105° H2O

18 Ejemplos CCl4 [NH4]+ NF3 SF2 [NO2]- [SO3]- CO2

19 Alótropos Los alótropos del mismo elemento pueden variar tanto el propiedades físicas como en las químicas. Estructuras covalentes sólidas: Los átomos están sujetos mediante enlaces covalentes en una estructura de reja tridimensional gigante Grafito, diamante, grafeno y cuarzo Moleculares: Fullereno C60

20 Enlaces covalentes coordinados
Enlace covalente típico: el par de electrones compartidos se origina de ambos átomos que forman en enlace. Enlace covalente coordinado: un par de electrones compartidos es donado por uno solo de los dos átomos. Ejemplos [NH4]+ [H3O]+ CO Al2Cl6 Se representa con una flecha. Dativo

21 Fuerzas intermoleculares
Interacciones entre moléculas en un compuesto. Responsables de las propiedades como punto de ebullición y fusión Los tres tipos de fuerzas de atracción intermolecular principales son: Fuerzas de London Fuerzas dipolo-dipolo Enlaces de hidrógeno

22 Punto de ebullición / °C Punto de ebullición /°C
Fuerzas de London Número de electrones Tamaño (volumen) de la nube de electrones Forma de las moléculas Gas noble Número de electrones Punto de ebullición / °C Ne (Z=10) 10 -246.0 Kr (Z=36) 36 -153.4 Alcano Punto de ebullición /°C Molécula Propano -42.0 Octano 125 Isómero Punto de ebullición /°C Pentano 36.1 2,2-dimetil propano 9.5

23 Fuerzas dipolo-dipolo
Atracción entre el lado positivo de un dipolo permanente con el lado negativo de otro dipolo permanente en la molécula adyacente Isómero Punto de ebullición /°C Tipos de fuerzas intermoleculares presentes ICl (M=162.35gmol-1) 97.4 Fuerzas de London + fuerzas dipolo-dipolo Br2 (M= gmol-1) 58.5 Solo fuerzas de London

24 Enlaces de Hidrógeno Fuerzas de atracción entre el átomo de hidrógeno de una molécula o de un fragmento de una molécula y un átomo o grupo de átomos. Ocurre entre moléculas donde haya enlaces H - F O - H N - H Se representa con puntos o con guiones Ejemplos H2O NH3 HF (CH3)2O

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