TEMA 4: ENLACE QUÍMICO QUÍMICA IB.

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1 TEMA 4: ENLACE QUÍMICO QUÍMICA IB

2 ENLACE QUÍMICO 4.1 El enlace químico 4.2 Enlace iónico 4.3 Enlace covalente 4.4 Estructuras covalentes 4.5 Fuerzas intermoleculares 4.6 Enlace metálico

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4 El enlace químico Las sustancias químicas están formadas por átomos enlazados, solo los gases nobles se presentan en la naturaleza como átomos aislados. El enlace químico es el resultado de las fuerzas atractivas de carácter eléctrico entre las nubes electrónicas con carga negativa y los núcleos con carga positiva. El enlace químico se produce mediante la transferencia o la compartición de electrones entre los átomos enlazados.

5 El enlace químico Cuando los átomos se aproximan se ponen de manifiesto las fuerzas eléctricas atractivas de cada núcleo sobre la nube electrónica del otro. A medida que disminuye la distancia interatómica, llega un momento en él que las nubes electrónicas interaccionan entre sí apareciendo las fuerzas eléctricas repulsivas, más intensas a corto alcance. La representación gráfica de las dos interacciones se denomina curva de estabilidad energética.

6 El enlace químico A la distancia internuclear para la que el sistema es más estable se le denomina distancia de enlace. Le corresponde un valor energético mínimo, energía de enlace.

7 El enlace químico Energía de disociación: es la energía necesaria para romper un enlace formado.

8 El enlace químico La regla del octeto: Lewis sostuvo que, como la capa electrónica de un átomo puede contener hasta ocho electrones (ns2np6), esta estructura representa una disposición electrónica especialmente estable por ser la de un gas noble. Los átomos se unen por medio de enlaces cediendo, captando o compartiendo electrones con el fin de alcanzar el octeto electrónico en sus capas externas. Esta regla es válida solamente, y no siempre, para los elementos de los tres primeros períodos. El hidrógeno es estable con solo dos electrones en su capa 1s. Algunos elementos, a partir del tercer período, pueden rodearse de más de ocho electrones, octeto expandido.

9 Enlace iónico El enlace iónico es una atracción electrostática entre cargas de signo opuesto, catión y anión. Se produce al unirse un elemento de carácter metálico, electropositivo, con un elemento no metálico, electronegativo. El metal cede electrones (se oxida) al no metal (que se reduce). Na – e- → Na+ Cl + e- → Cl- Se denomina electrovalencia o valencia iónica al número de electrones intercambiados por cada elemento en un enlace iónico. Las sustancias iónicas no se presentan en forma molecular. A fin de estabilizarse energéticamente, forman redes cristalinas.

10 El enlace iónico En el caso del cloruro de sodio, la red cristalina es del tipo cúbico centrado en las caras:

11 El enlace iónico Propiedades de los compuestos iónicos:
Son sólidos y duros a temperatura ambiente, debido a que forman redes cristalinas. Presentan temperaturas de fusión y ebullición elevadas. Presentan muy baja volatilidad. Su solubilidad es buena en disolventes polares como el agua. Su conductividad eléctrica es nula en estado sólido. Presentan conductividad elevada disueltos o fundidos.

12 Enlace iónico Ciclo de Born-Haber:

13 Enlace covalente En este tipo de enlace los átomos comparten electrones entre sí para alcanzar la estabilidad energética. Según la IUPAC, un enlace covalente es una región de relativamente alta densidad electrónica entre núcleos que surge, al menos en parte, de la distribución de los electrones, dando lugar a una fuerza de atracción y a la distancia internuclear característica. Se produce cuando se unen entre sí elementos de carácter no metálico.

14 Enlace covalente Diagramas de Lewis: representan los electrones de la última capa, capa de valencia, en parejas o aislados en los cuatro lados alrededor del símbolo del elemento. Se utilizan para visualizar el proceso que tiene lugar al formarse uno o más enlaces covalentes.

15 Enlace covalente Molécula de fluor: enlace simple
Molécula de hidrógeno: enlace simple

16 Enlace covalente Molécula de oxígeno: enlace doble
Molécula de nitrógeno: enlace triple

17 Enlace covalente Molécula de SO2 : enlace coordinado o dativo, uno de los átomos aporta los dos electrones al enlace (se indica con una flecha hacia el elemento que no aporta electrones)

18 Enlace covalente (RPENV)
Teoría de repulsión de los pares de electrones del nivel de valencia. Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica definida que depende de la posición que los átomos adoptan en el espacio. Las estructuras de Lewis no explican estas formas. El método RPENV puede determinar con gran aproximación la geometría a partir de las mismas.

19 Enlace covalente (RPENV)
Electrones enlazantes: electrones de valencia que forman parte del enlace Electrones no enlazantes o libres: electrones de valencia que no forman parte del enlace Para determinar las estructuras geométricas consideraremos tres casos: Moléculas cuyo átomo central solo tiene pares enlazantes Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y no enlazantes Iones poliatómicos

20 Enlace covalente (RPENV)
Moléculas cuyo átomo central solo tiene pares enlazantes

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23 Enlace covalente (RPENV)
Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres

24 Molécula de SO2

25 Molécula de agua

26 Molécula de amoníaco

27 Enlace covalente (RPENV)
Iones poliatómicos: La determinación de la geometría se lleva a cabo de modo análogo a los casos anteriores. Ión Pares enlazantes Pares libres Distribución pares electrónicos Geometría NO2- (nitrito) 2 1 Triangular plana Angular CO32- (carbonato) 3 ClO3- (clorato) Tetraédrica Pirámide trigonal

28 Ión nitrito y ión nitrato

29 Ión carbonato

30 Ión clorato

31 Estructuras resonantes
Como hemos vistos en los iones anteriores, en ocasiones es posible escribir varias estructuras de Lewis para una misma molécula o ión poliatómico variando la ordenación de sus electrones. A cada una de ellas se le da el nombre de estructura resonante. Estructura canónica de resonancia es cada una de las estructuras que representan una molécula o un ión poliatómico y que difieren de las demás en la ordenación de sus electrones. La estructura real de la molécula o ión es un híbrido en resonancia de todas ellas

32 Polaridad del enlace covalente
En el enlace covalente la electronegatividad de los átomos que intervienen va a determinar la polaridad del enlace. Enlace apolar: enlace covalente en el que los electrones son compartidos por igual por los dos átomos de modo que la densidad electrónica es simétrica respecto de los dos núcleos. En este caso se encuentran las moléculas diatómicas homonucleares. Enlace polar: enlace covalente en el que uno de los dos átomos, por ser más electronegativo, desplaza hacia él la carga eléctrica compartida. En este caso se encuentran las moléculas diatómicas heteronucleares (dipolo molecular)

33 Polaridad del enlace covalente
El carácter iónico parcial de un enlace aumenta con la diferencia de electronegatividad de los elementos enlazados. La medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces covalentes se determina mediante el momento dipolar.

34 Moléculas poliatómicas
Una molécula poliatómica está polarizada si tiene un momento dipolar resultante. Éste es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces presentes en la molécula. La forma geométrica es determinante para saber si la molécula es polar o apolar.

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36 Estructuras covalentes
Los sólidos covalentes o sólidos reticulares son sustancias que forman, en condiciones estándar, redes cristalinas en cuyos nudos hay átomos unidos por enlace covalente. A este reducido grupo pertenecen, entre otros, el grafito, diamante y grafeno y el cuarzo (SiO2)

37 Estructuras covalentes
DIAMANTE: En el diamante, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos formando una gigantesca estructura tetraédrica, con ángulos de enlace C-C-C de 109,5º. El índice de coordinación de cada carbono en el diamante es de cuatro. El diamante es una de las sustancias más duras conocidas, por ello se utiliza en herramientas de corte de alta resistencia como sierras, herramientas de pulido y taladros dentales. Sus puntos de fusión y ebullición son muy elevados (3550 y 4827 ºC, respectivamente) Todos los electrones externos de cada carbono se encuentran localizados formando los cuatro enlaces covalentes con los otros cuatro átomos de carbono, por lo que el diamante no conduce la electricidad al no presentar electrones deslocalizados. El diamante es insoluble en los disolventes comunes

38 Estructura del diamante

39 Estructuras covalentes
GRAFITO: En el grafito cada átomo de carbono se une mediante enlace covalente a otros tres átomos de carbono en una estructura trigonal plana (ángulos de 120º) de forma que los átomos de carbono forman capas de anillos hexagonales. El índice de coordinación del carbono en el grafito es tres. Los enlaces C-C en los anillos son más fuertes y cortos que los enlaces C-C en el diamante. Sin embargo, las fuerzas de atracción entre capas (fuerzas de London) son más débiles, porque están formadas por electrones deslocalizados que pueden moverse entre las capas. Esto explica que el grafito sea uno de los pocos no metales que conducen bien la electricidad. El hecho de que las fuerzas entre capas sean débiles confiere al grafito otras propiedades físicas. Las capas pueden deslizar unas sobre otras lo que hace del grafito un buen lubricante.

40 Estructura del grafito

41 Estructuras covalentes
GRAFENO: No es solo el material más delgado y fuerte conocido, también es el único cristal bidimensional hasta ahora descubierto. Consiste en una lámina plana de hexágonos de átomos de carbono, por lo que su espesor es atómico. Como en el grafito el índice de coordinación del carbono en el grafeno es tres. Andre Geim y Konstantin Novoselov, ganaron el premio Nobel de Física en por demostrar experimentalmente la existencia del grafeno. Es un excelente conductor térmico y eléctrico, 300 veces más eficaz que el cobre. Una pieza de grafito de 1 mm de espesor, contiene tres millones de láminas de grafeno. Si una lámina de grafeno se enrolla forma un nanotubo de carbono, si se pliega en una esfera forma un fullereno. El grafeno es conocido como el “nuevo silicio”.

42 Estructuras covalentes
GRAFENO: Algunas de las futuras aplicaciones del grafeno se encuentran en las siguientes líneas de investigación: Desarrollo de materiales compuestos de grafeno - plástico para sustituir a los metales utilizados en la industria aeroespacial , debido a su baja densidad y alta resistencia. Pantallas de cristal líquido y pantallas táctiles flexibles para dispositivos móviles, debido a su flexibilidad, transparencia y conductividad eléctrica. Después del descubrimiento del grafeno en 2004, han emergido una serie de materiales bidimensionales que incluyen las capas individuales de nitruro de boro (BN) y de disulfuro de molibdeno (MoS2). El BN es un excelente lubricante y puede usarse en vacío lo que es importante para la investigación en el espacio, también se usa para materiales cerámicos. El MoS2 es también un buen lubricante.

43 Estructura del grafeno

44 Estructuras covalentes
C60 fullereno: En 1996 Robert Curl, Harold Kroto y Richard Smalley obtuvieron el Premio Nobel en Química por el descubrimiento de los fullerenos. El más simple es el fullereno C60 en el que 60 átomos de carbono se unen en una combinación de anillos hexagonales (20) y pentagonales (12) formando una esfera. El C60 fullereno no es una red covalente como las del grafito, diamante o grafeno, está compuesto de moléculas individuales con fuertes enlaces covalentes pero con débiles fuerzas de London entre ellas. Los fullerenos son sólidos negros que no son solubles en agua, pero sí en disolventes apolares. Sus disoluciones son coloreadas, dependiendo del disolvente el color que adquieran. El C60 fullereno no conduce la electricidad.

45 Estrucutras covalentes
C60 fullereno: Se han sintetizado nuevos compuestos, llamados complejos de inclusión, introduciendo un elemento o una pequeña molécula en el interior del fullereno. Estos compuestos pueden utilizarse como potenciales portadores de genes y medicamentos. Los nanotubos de carbono son moléculas con forma de tubo estrechamente relacionados con el C60, presentan conductividades eléctricas unas diez veces superiores a la del cobre y son 100 veces más fuertes que el acero. Se utilizan en múltiples aplicaciones electrónicas, reemplazando al silicio. El diámetro de estos tubos es del orden de los nanometros.

46 Estructura del C60 fullereno

47 Fullerenos, complejos de inclusión y nanotubos

48 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes cuando éstas se encuentran en estado sólido o líquido. Los puntos de fusión y ebullición proporcionan una información útil acerca de la mayor o menor magnitud de las fuerzas intermoleculares, cuanto más bajos sean éstos menores serán las fuerzas.

49 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión o de London: son las fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas Estas fuerzas pueden explicarse admitiendo que la molécula no polar experimenta, en un momento dado, un ligero desplazamiento de la carga electrónica formándose un dipolo instantáneo. Esta distribución de carga varía rápidamente, por lo que el momento dipolar promedio es nulo. Pero el dipolo instantáneo puede polarizar otra molécula cercana formándose un dipolo inducido. A temperaturas bajas, la atracción entre dipolos mantiene las moléculas en estado líquido o sólido.

50 Fuerzas intermoleculares
Factores que afectan la magnitud de las fuerzas de London: Número de electrones: cuanto mayor es el número de electrones mayor es la distancia entre el núcleo y los electrones de valencia. Al estar más alejados del núcleo los electrones de valencia, la nube electrónica puede ser polarizada más fácilmente, en consecuencia las fuerzas de London aumentan. Gas noble Número de electrones Punto de ebullición/oC Ne (Z=10) 10 -246.0 Kr (Z=36) 36 -153.4

51 Fuerzas intermoleculares
Volumen de la nube electrónica: Cuanto mayor sea el volumen de la nube electrónica menor será la atracción del núcleo por los electrones y más fácilmente podrá polarizarse, siendo las fuerzas de London mayores. Alcano Punto de ebullición/oC Propano (C3H8) -42.0 Octano (C8H18) 125

52 Fuerzas intermoleculares
Forma de las moléculas: el área o superficie de la molécula que puede interaccionar con otra molécula también afecta a la magnitud de las fuerzas de London. Cuanto mayor sea esta área mayores serán las fuerzas de London. Isómero Punto de ebullición/oC Pentano 36.1 2,2-dimetilpropano 9.5

53 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo: son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar de las moléculas, mayor es la fuerza atractiva. Compuesto Punto de ebullición/oC Fuerzas intermoleculares presentes ICl (M = g/mol) 97.4 London + dipolo-dipolo Br2(M = g/mol) 58.8 London

54 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos, apareciendo una débil fuerza entre el dipolo permanente y el dipolo inducido.

55 Fuerzas intermoleculares
Enlace de hidrógeno: es un tipo especial de interacción electrostática dipolo- dipolo, entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo, como, F, O o N. Las energías medias del enlace de hidrógeno son bajas si se comparan con las del enlace covalente, pero son bastante más altas que en las interacciones dipolo- dipolo normales, esto implica que las sustancias que presentan enlaces de hidrógeno tienen puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados.

56 Fuerzas intermoleculares
El punto de ebullición tan elevado del agua se justifica teniendo en cuenta la estructura de ésta. Cada átomo de hidrógeno forma un enlace de hidrógeno y cada átomo de oxígeno, por poseer dos pares de electrones no enlazados, participa en otros tantos enlaces de hidrógeno. De esta forma, la molécula de agua está unida muy establemente de forma tetraédrica a cuatro moléculas próximas.

57 Fuerzas intermoleculares
Si las moléculas de agua estuvieran unidas por fuerza de Van der Waals, el agua sería gas a temperatura ambiente.