FUNDAMENTOS DEL ENLACE QUÍMICO Adaptación del trabajo del Prof. Víctor Batista a los requerimientos del curso de 3° CB Prof. Estela Alem Prof. Roberto Calvo / Uruguay Educa

ENLACE QUÍMICO To play the movies and simulations included, view the presentation in Slide Show Mode.

Al formarse un enlace, se libera energía

- Los electrones se distribuyen en niveles de energía creciente - Los electrones se distribuyen en niveles de energía creciente. - Los niveles se subdividen en subniveles. - Dentro de cada subnivel se encuentran uno o más orbitales. - Uno o dos electrones pueden ocupar cada orbital

Distribución de electrones en átomos y moléculas Se representa la distribución de los electrones de valencia mediante la Notación de Lewis G. N. Lewis 1875 - 1946

Pares de enlace y solitarios Los electrones de valencia se distribuyen como PARES DE ENLACE compartidos y (o) PARES SOLITARIOS no compartidos. • •• H Cl Par solitario Par de enlace Esta es la llamada estructura de puntos de Lewis

Estructura de Lewis para átomos de algunos elementos

Tipos de Enlace Químico Existen dos formas extremas mediante las cuales los átomos pueden unirse: Enlace Iónico Uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Enlace Covalente Algunos electrones de valencia se comparten (en pares) entre átomos. Muchos enlaces reales se encuentran entre estos dos extremos. Otro tipo de enlace es el: Enlace Metálico Se unen cationes metálicos, los electrones deslocalizados se encuentran entre ellos

TIPOS DE ENLACE Puede suceder que un átomo le transfiera uno o más electrones a otro. Entonces, los iones formados (uno positivo o catión y uno negativo o anión) quedan unidos por la fuerza de atracción electrostática. Se produce un enlace iónico. Puede que dos átomos se unan a través de un par de electrones compartidos. Se produce un enlace covalente simple. Si la unión ocurre a través de dos o tres pares de electrones compartidos, el enlace covalente será doble o triple. Puede que los átomos enlazados “pierdan” uno o más electrones de valencia. Se convierten en cationes rodeados por los electrones perdidos. Estos electrones ya no le pertenecen a ningún átomo en particular; decimos que están deslocalizados. Se produce un enlace metálico.

IONES UNIDOS POR ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA ENLACE IÓNICO IONES UNIDOS POR ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA TRANSFERENCIA DE UN ELECTRÓN

ENLACE IÓNICO

ENLACE COVALENTE APOLAR Par de electrones compartidos Estos electrones se comparten ENLACE COVALENTE

ENLACE COVALENTE APOLAR

Electronegatividad () Es una medida de la capacidad de un átomo en una molécula para atraer hacia sí a los electrones del enlace. Concepto propuesto por Linus Pauling (1901-1994)

Linus Pauling Unica persona que a la fecha ha recibido dos Premios Nobel no compartidos: de Química y de la Paz. Se destacó en diversas áreas como el estudio del enlace químico y la estructura de las proteínas. Fue un activo militante por la causa del desarme y la paz mundial.

PAULING POR GALEANO Febrero 28. Cuando Cuando estaba bajando la escalera de caracol de un barco se le ocurrió que las moléculas de las proteínas viajaban en espiral sobre suelo ondulado, eso resultó ser un hallazgo científico. Cuando descubrió que los autos tenían culpa de lo mucho que él tosía, inventó el auto eléctrico, que fue un fracaso comercial. Cuando se enfermó de los riñones y los medicamentos no lo mejoraban, se recetó comida sana y vitamina C, y se curó. Cuando estallaron las bombas sobre Hiroshima y Nagasaki, fue invitado a dictar una conferencia en Hollywood, y cuando descubrió que no había dicho lo que quería decir, pasó a encabezar la campaña mundial contra las armas nucleares. Cuando recibió el premio Nobel por segunda vez la revista Life denunció que eso era un insulto. En dos ocasiones el gobierno de los EEUU lo había dejado sin pasaporte por ser sospechoso de simpatizante comunista y decir que Dios era una idea no necesaria Eduardo Galeano Los Hijos de los Días

Electronegatividad de Pauling en la Tabla Periódica

ENLACE COVALENTE POLAR Par de electrones compartidos Estos electrones se comparten

Polaridad de enlace La molécula de HCl es POLAR porque posee un extremo positivo y un extremo negativo El par de electrones compartido se encuentra más próximo al Cl que al H. Sobre el Cl se establece una zona de carga negativa (-d) y sobre el H una positiva (+d)

ENLACE COVALENTE POLAR El átomo de cloro ejerce una fuerza de atracción mayor que el de hidrógeno sobre el par de electrones del enlace: el cloro es más electronegativo que el hidrógeno Si bien la molécula de HCl es eléctricamente neutra, la distribución de carga no es simétrica: la zona próxima al átomo de cloro tiene una mayor densidad electrónica que la cercana al hidrógeno. Se forma un dipolo (dos polos) eléctrico, con una zona positiva y otra negativa.

ENLACE COVALENTE POLAR

Algunas moléculas polares

Polaridad de Enlace Ejercicio:¿Cuál de estos dos enlaces es más polar? O—H O—F DC= 3.5 - 2.1 3.5 - 4.0 DC = 1.4 0.5 O-H es más polar que O-F Y la polaridad –con respecto al oxígeno- se invierte

LOS LÍMITES NO SON TAN CLAROS Iónico y covalente apolar son tipos extremos de enlace químico. Pero el límite entre el enlace iónico y el covalente polar no resulta tan claro. Qué grado de polaridad es “admisible” para que el enlace siga siendo considerado covalente? Cuando existen dudas, es necesario recurrir al análisis de las propiedades de la sustancia en cuestión.

Polaridad molecular Las moléculas POLARES (o dipolares) como el HCl y H2O se orientan en un campo eléctrico

Moléculas de agua

Aplicaciones de la polaridad del H2O Horno de microondas Aplicaciones de la polaridad del H2O

ENLACE METÁLICO

CRISTALES

CONDUCTIVIDAD (algo para experimentar) Dispositivo Las sustancias presentan diferentes propiedades de acuerdo a los enlaces que unen las partículas que los forman. La conductividad eléctrica de diversas soluciones, es una de estas propiedades. Puede ponerse a prueba con un dispositivo como el de la figura.

Créditos de las imágenes: Las imágenes presentes en las diapositivas: 3 – 4 – 5 – 8 – 11 – 12 – 13 - 14 – 19 – 20 – 23 – 24 – 28 y 32, fueron creadas por el Prof. Roberto Calvo para Uruguay Educa. Las restantes provienen del original del Prof. Víctor Batista (Univers idad de Yale)