CLASE 6

Los e- libres son los de valencia y se llaman e- de conducción ENLACE METÁLICO SODIO Metálico Na+ Los metales tienen una conductividad eléctrica elevada en sólido o líquido y un gran # de e- están libres para moverse (1 o 2e-/átomo). Los e- libres son los de valencia y se llaman e- de conducción Las distancias interatómicas son relativamente grandes en los metales alcalinos debido a que la energía cinética de los e- es menor cuando las distancias interatómicas son grandes, originando enlaces débiles. Un modelo como éste no sólo interpreta las propiedades de conductividad de los metáles, sino también su ductilidad y maleabilidad

Un modelo como éste no sólo interpreta las propiedades de conductividad de los metales, sino también su ductilidad y maleabilidad

ENLACE IONICO + CATIONES: cuando 1 átomo pierde uno o más electrones y el ion resultante tiene una carga positiva igual al # de electrones perdidos. Metales. Elementos con  Energía de ionización Na  Na+ + e- Ca  Ca+2 + 2e- Participan IONES - ANIONES: cuando 1 átomo gana uno o más electrones. Un anión tiene 1 carga negativa igual al # de electrones que gana. No-metales (halógenos y oxígeno) Elementos con  Afinidad Electrónica Cl + e-  Cl- O + 2e-  O-2 Es el enlace químico que se forma por la atracción electrostática neta que existe entre un conjunto de ANIONES y CATIONES.

Atracción electrostática entre el ion Li+ y F- = Eléctricamente neutro La combinación de 1 M del grupo 1A o 2A y 1 halógeno u oxígeno = ENLACE IONICO http://www.youtube.com/watch?v=65OooREL5SE&feature=related

La manera más simple de formar un compuesto iónico es hacer reaccionar un metal con un NO-metal. El metal transfiere uno o más electrones al NO-metal. Los electrones de valencia se transfieren completamente o parcialmente de 1 átomo al otro Ejemplo: Na  Na+ + e- Cl + e-  Cl- Reacción NETA Na + Cl  Na+ + Cl- El átomo NO-metálico, el Cl, adquiere un electrón del átomo metálico, el Na. CLORURO DE SODIO Iónico Cl- Ca  Ca+2 + 2e- O + 2e-  O-2 Reacción NETA Ca + O  Ca+ + O-2 Ejemplos (1)

Cuando muchos de estos iones se acomodan como en la figura la atracción electrostática entre los de carga opuesta vence la repulsión de los iones de la misma carga, lo que forma un ENLACE IONICO FUERTE y MULTIDIRECCIONAL Cuando 1 compuesto se funde o disuelve en agua, los iones se separan y quedan libres para conducir la corriente eléctrica.

ENLACE COVALENTE 2 ÁTOMOS DE H Al formarse la molécula de H2 lo que sucede es que los 2 e- ocupan la región que separa a los 2 núcleos, lo que logra que la repulsión internuclear sea vencida por las atracciones e-/nucleo+ y se forma el ENLACE COVALENTE NO se puede identificar cuál e- provino del átomo de la izquierda y cuál del de la derecha, los e- están deslocalizados entre los 2 núcleos. Ambos se encuentran compartidos por los 2 p+ formando un enlace fuerte con una dirección selectiva Sí se acercan un poco, aparecen nuevas fuerzas atractivas entre 1 p+ y el e- del otro átomo, pero también fuerzas repulsivas entre p+ y p+, así como e- y e-

http://www.youtube.com/watch?v=mhtBJXEhGFs&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=1wpDicW_MQQ&feature=related CUANDO SE COMPARTEN e- ENTRE 2 ÁTOMOS SE FORMA UN ENLACE COVALENTE, QUE ES UN ENLACE DE DIRECCIÓN SELECTIVA CON EL QUE SE PUEDE CONSTITUIR UNA MOLÉCULA NO HAY ATRACCIÓN LA ENERGÍA POTENCIAL ES CERO LA ENERGÍA POTENCIAL DISMINUYE CONFORME LOS ÁTOMOS DE HIDROGENO SE APROXIMAN LAS FUERZAS REPULSIVAS SON MAYORES QUE LAS FUERZAS ATRACTIVAS EL ARREGLO MÁS ESTABLE. LA MOLÉCULA SE FORMA La energía de enlace= 7.22 x 10-19J Lo cual significa que 1g de H2 requiere 217,500 joules para que se rompan todos los enlaces y se obtenga 1g de H. En este hecho radica la energía de los combustibles que utilizamos todos los dias: liberan energía química almacenada en sus enlaces covalentes

Pares de e- de valencia q’ NO participan en el ENLACE COVALENTE Material sin conductividad eléctrica ni en estado sólido, ni fundido, ni disuelto indica que NO HAY IONES Los e- están localizados entre los átomos que los constituyen de manera + o – equitativa G, L, S P.F, S P.F E. SENCILLO: 2 átomos se unen con 1 par de e- Pares LIBRES E. MULTIPLES: 2 átomos se unen con 2 ó más pares de e-’s y son + cortos que los sencillos. Pares de e- de valencia q’ NO participan en el ENLACE COVALENTE E. DOBLE: comparten 2 pares de e-’s E. TRIPLE: comparten 3 pares de e-’s Ejemplos (2)

ENLACE COVALENTE POLAR Átomos iguales forman una molécula diatómica covalente: H2, N2, O2. y son enlaces COVALENTES puros o NO-polares Cuando la molécula está formada por 2 átomos diferentes puede ocurrir que 1 de ellos atraiga con más fuerza a los e- de enlace teniendo una alta probabilidad de que los e- compartidos estén más cercanos a ese átomo más atractivo. El Cl atrae con más fuerza a los e- que el H. Los e- se comparten entre los 2 átomos El O atrae con más fuerza a los e- que el H. Los e- del H se comparten con los del O http://www.youtube.com/watch?v=OnfHPLj2E6I&NR=1

En el ENLACE COVALENTE, los e- se comparten entre los átomos. Cuando 2 cargas eléctricas de signo opuesto están separadas por una cierta distancia, se conoce como un dipolo eléctrico. Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar. Enlace covalente polar es un punto intermedio entre un enlace COVALENTE PURO (los e- se comparten de manera equitativa) y un enlace iónico (transferencia de e- casi completa. En el ENLACE IONICO 1 átomo ha ganado los e- que el otro átomo ha perdido. En el ENLACE COVALENTE, los e- se comparten entre los átomos. Un enlace covalente puede ser POLAR o NO-POLAR. Ello depende de la atracción relativa de los e- por los átomos que intervienen en el enlace

Energía de enlace con relación al H2 ACTIVIDAD: Coloca en un diagrama cartesiano de energía de enlace contra distancia de enlace los valores dados en la tabla. Observa si los enlaces covalentes NO-polares y polares se agrupan en diferentes zonas o no es el caso. ¿Se puede generalizar con estos datos un criterio para determinar la característica del enlace? Compuesto Energía de enlace con relación al H2 Distancia de enlace con relación al H2 Característica del Enlace H2 F2 O2 N2 1 0.36 1.15 2.18 1.92 1.64 1.49 e- compartidos equitativamente HF HCl HI 1.32 0.69 1.24 1.72 2.16 e- compartidos desigualmente ¿cuál es el la diferencia entre H2 y HCl? ¿Qué efecto tiene sustituir 1 átomo de H por 1 de Cl en los parámetros de enlace?

 ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad de 1 átomo en 1 molécula de atraer hacia sí mismo a los e- de un enlace http://www.youtube.com/watch?v=vta9PhkUMX0

Predicción del tipo de enlace Diferencia de electronegatividades mayor a 2 formará 1 enlace IONICO y si es entre 0.1 y 2 formará uno COVALENTE POLAR y si es 0 formará uno COVALENTE NO-POLAR.

+ - ENLACE COVALENTE NO-POLAR ENLACE IONICO ACTIVIDAD: De acuerdo con el criterio de diferencia de electronegatividades, clasifica el enlace de cada una de las siguientes sustancias como iónico, covalente polar o covalente no polar. Cuando sea pertinente hacerlo, muestra la carga parcial + o - en cada uno de los átomos NaF N2 BrF HBr RbCl CsFr PH3

Modelo de enlace y otras propiedades La presencia de iones en un sólido implica una estructura cristalina, pero 1 estructura cristalina no necesariamente implica la presencia de iones. CRISTALINIDAD En 1 cristal iónico, los átomos se acomodan ordenadamente. Para reducir la repulsión entre los iones con la misma carga , los iones se acomodan de tal forma que los primeros vecinos de un Ion positivo siempre son iones negativos y viceversa. El arreglo iónico ordenado a nivel microscópico se manifiesta macroscópicamente como un cristal. Los compuestos iónicos tienen apariencia de cristales. A pesar que en los compuestos con enlaces covalentes no existe la repulsión de iones, hay compuestos covalentes con una estructura cristalina donde el arreglo también es ordenado. La presencia de IONES en un material no es necesaria para que éste presente una estructura cristalina. Los compuestos covalentes pueden ser cristalinos o NO.

¿Qué sucede cuando el agua moja un cristal iónico? SOLUBILIDAD Compuesto con menor proporción= SOLUTO Y en mayor cantidad= DISOLVENTE Disolvente por excelencia es el agua, con un enlace covalente polar porque forman un dipolo permanente con una parte negativa alrededor del O y otras 2 porciones positivamente cargadas alrededor de los Hs. ¿Qué sucede cuando el agua moja un cristal iónico? ¿Podemos decir que todos los compuestos iónicos son solubles en agua? Por su comportamiento como conductores de la electricidad, NaCl y Ca5(PO4)3OH son compuestos iónicos. El Ca5(PO4)3OH forma huesos y dientes, por pura observación sabemos que no se disuelve en agua, por lo que NO todos los compuestos iónicos son solubles en agua. CUANDO LA ATRACCIÓN ENTRE LOS IONES EN EL SÓLIDO ES MÁS FUERTE QUE SU INTERACCIÓN CON EL DIPOLO DE LA MOLÉCULA DE AGUA, EL COMPUESTO NO SE DISUELVE.

¿Qué pasa con los compuestos formados por enlace covalentes? Una gran cantidad de ellos se disuelven totalmente en agua: azúcar, etanol Otros son totalmente INSOLUBLES: CS2 Los que tienen enlaces covalentes polares, generalmente sí son solubles en agua. - - + + Metanol Fenol La glucosa y el fenol NO conducen la electricidad pero si son solubles en agua porque sus enlaces son covalentes polares

TAREA ENTREGA MARTES 28 de AGOSTO: 1)Elije al compuesto en el que el enlace tenga un mayor carácter covalente: a) Ag2S, Na2O b)NaF2, LiI c)Na2O, Na2Se d) PbCl2, MgCl2 e)AlCl3, AlBr3 2) Indica cual enlace es más polar: H-Cl, H-I, C-H, C-O, S-Cl y P-S. Asigna las cargas parciales () correspondientes en cada caso. 3)Dar el nombre de 5 metales y 5 NO metales que puedan formar compuestos iónicos con facilidad. Escriba las fórmulas y los nombres de los compuestos que se formarían. 4)Cuantos pares libres existen en los átomos subrayados de los siguientes compuestos: HBr, H2S, CH4 5) Organizar los siguientes enlaces en orden creciente de carácter iónico: enlace Litio-Fluor, enlace potasio-oxígeno, enlace nitrógeno-nitrógeno, enlace azufre-oxígeno, enlace cloro-fluor, carbono-hidrógeno, flúor-hidrógeno, bromo-hidrógeno, sodio-cloro, potasio-fluor, litrio-cloro. 6) Dar ejemplos de moléculas que presenten enlaces sencillo, doble y triple, ¿Cómo varía la longitud de enlace de un enlace sencillo a uno doble y triple?