EL ENLACE QUÍMICO El establecimiento de un enlace está directamente relacionado con el balance energético: Si la energía del sistema enlazado es inferior.

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1 EL ENLACE QUÍMICO El establecimiento de un enlace está directamente relacionado con el balance energético: Si la energía del sistema enlazado es inferior a la de los átomos aislados, se produce el enlace. Si la energía del sistema enlazado es superior a la de los átomos aislados, no se produce el enlace. Existe simulación que explica diagrama de “diapositiva” en inglés. Procede de Muy buen tema en

2 TIPOS DE ENLACE El tipo de enlace está estrechamente relacionado con la configuración electrónica de los átomos involucrados en el mismo. Ciertos átomos, los de metales, tienen tendencia a ceder electrones y otros, los de los no metales, a ganarlos.

3 TIPOS DE ENLACE Los enlaces entre átomos con una diferencia de EN superior a 2 son iónicos. Si dicha diferencia es inferior a 1 son covalentes.

4 VISIÓN GENERAL DE LA TEORÍA DE LEWIS (1916)
Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico. La transferencia de electrones conduce a los enlaces iónicos. El compartimiento de electrones lleva a los enlaces covalentes. Los electrones se transfieren o comparten de manera que los átomos adquieran una configuración de gas noble. Regla del octeto Ésta es una regla empírica que se cumple en muchos casos, pero no es universal.

5 ENLACE IÓNICO Resulta de la unión de un átomo metálico con uno no metálico, átomos de muy diferente electronegatividad En la págína se puede apreciar el cambio de volumen que experimentan los átomos al transformarse en iones. A pesar de sus defectos, en la simulación que se encuentra en se visualiza la formación de un compuesto iónico.

6 ENLACE IÓNICO Se produce una transferencia de electrones de los átomos metálicos a los no metálicos, originándose iones de distinto signo. Entre los mismos se establecen atracciones en todas las direcciones del espacio, originando una red cristalina. Permite ver la formación de una red de un compuesto iónico a partir de los átomos constituyentes (en una representación poco satisfactoria).

7 Estructura cristalina
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

8 ENLACE IÓNICO La red cristalina que surge depende de:
El tamaño de los iones que la forman - La carga que posean los iones

9 Índice de coordinación
Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ión dado. Estructura del NaCl Estructura del ClCs Cuánto mayor es un ión con respecto al otro mayor es su índice de coordinación Cloro Red cúbica centrada en las caras y el cuerpo Red cúbica centrada en el cuerpo. n+= n- = 6 n+= n- =8

10 Estructura de la blenda (ZnS) Estructura de la fluorita (CaF2)
Red del CaF2 : cúbica centrada en las caras para Ca+2 y tetraédrica para el F-. Azufre n+= 8 n- = 4 n+= n- = 4

11 CICLO DE BORN-HABER

12 CICLO DE BORN-HABER

13 Propiedades compuestos iónicos
Son frágiles

14 ENLACE METÁLICO Resulta de la unión de átomos metálicos, átomos de baja electronegatividad

15 ENLACE METÁLICO En se visualiza lo que ocurre al golpear el metal a nivel de partículas.

16 Propiedades sustancias metálicas

17 SÍMBOLOS DE LEWIS Se representan alrededor del símbolo del átomo sus electrones de valencia, de forma que se aprecia los que están apareados.

18 EL ENLACE COVALENTE SEGÚN LEWIS
Se establece entre átomos de elevada EN Se comparten electrones de la capa de valencia. En la representación de Lewis deben aparecer todos los electrones de valencia de todos los átomos. Visualización del compartimiento de electrones en molécula de hidrógeno

19 EL ENLACE COVALENTE SEGÚN LEWIS
Los átomos implicados en el enlace covalente pueden compartir 1, 2 o 3 pares de electrones: enlace simple: H – H H – Cl enlace doble: O = O O = C = O enlace triple: N ≡ N H – C ≡ N

20 Covalencia Vinculada con el número de electrones desapareados que posee o que puede poseer.

21 ENLACE COVALENTE COORDINADO
Se establece cuando el par electrónico compartido es aportado por una sola de las especies que intervienen en dicho enlace. Es el enlace existente, por ejemplo, entre el protón y las moléculas de agua y de amoníaco. Sólo aportado por el nitrógeno Sólo aportado por el oxígeno

22 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
Hay tres tipos de excepciones: Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de 8 electrones en la capa de valencia Moléculas en las cuales un átomo tiene más de 8 electrones en la capa de valencia Moléculas con un número impar de electrones Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras. . Los átomos con “octetos expandidos” poseen orbitales d disponibles para el enlace, donde se alojan los electrones extra.

23 GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS
Para establecerla se siguen las siguientes etapas: Se realiza la estructura de Lewis. Se cuentan todos los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, siendo considerado cada enlace múltiple como un bloque. Se distribuyen en torno a dicho átomo central aplicando la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia, TRPECV, es decir, lo más lejos posible para minimizar las repulsiones entre ellos. . Se indica la distribución espacial de los átomos.

24 TRPECV proporciona una animación en la que partiendo de dos pares de electrones a 180º se va modificando la distribución de los mismos al incorporar nuevos pares. Comentarios en inglés (posible abrir traducción escrita en castellano)

25 TRPECV Molécula de metano: CH4 Estructura de Lewis

26 TRPECV

27 distribución tetraédrica
TRPECV Aplicación a la molécula de amoníaco: NH3 H: 1s1 N: 1s22s22p3 geometría piramidal Estructura de Lewis: Aplicando TRPECV distribución tetraédrica

28 TRPECV El valor de los ángulos de enlace también está influido por el tipo de pares de electrones situados alrededor del átomo central. Las repulsiones entre pares de electrones no son todas idénticas. Su intensidad disminuye en el sentido: par solitario-par solitario > par solitario- par de enlace > par de enlace-par de enlace

29 TRPECV Si las moléculas poseen más de un átomo central, se analiza la distribución de los átomos respecto a cada uno de ellos, independientemente. Existen 4 pares de electrones alrededor de este átomo de carbono y todos intervienen en enlace Geometría tetraédrica Existen 4 pares de electrones alrededor de este átomo y sólo dos intervienen en enlace Geometría angular Existen 3 bloques de pares de electrones alrededor de este átomo de carbono y todos intervienen en enlace Geometría plana-triangular

30 POLARIDAD DE ENLACE Enlaces APOLARES: Enlace POLARES:
El par electrónico es compartido equitativamente por los átomos implicados en el enlace. Ambos átomos poseen la misma electronegatividad Ejemplos: H – H , Cl – Cl , O = O Enlace POLARES: El par electrónico no es compartido por igual por los átomos implicados en el enlace. Ambos átomos poseen distinta electronegatividad. Ejemplos: H – Cl , C = O permite visualizar el movimiento de electrones y por lo tanto la polaridad. Podría ser interesante su visualización a pesar de sus limitaciones.

31 POLARIDAD DE ENLACE Enlaces covalentes apolares:
Enlaces covalentes polares:

32 POLARIDAD DE ENLACE μ HF
La polaridad de un enlace se cuantifica con la magnitud vectorial momento dipolar de enlace, μ. Sus características son: Dirección: la del enlace Sentido: por convenio, del polo positivo al negativo Módulo: μ = q.r (D), siendo q la carga y r la distancia entre ellas Unidades: Debyes (1 D = 3, C.m) δ δ- H - F Posee mayor EN μ HF

33 POLARIDAD DE MOLÉCULAS
Depende de: La polaridad de los enlaces La existencia de pares solitarios en los átomos centrales La geometría de la molécula CO2 H2O μC=O μC=O μH – O μH – O Molécula apolar Molécula polar

34 POLARIDAD DE MOLÉCULAS

35 POLARIDAD DE MOLÉCULAS

36 POLARIDAD DE MOLÉCULAS

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38 Valores de momentos dipolares de moléculas

39 RESONANCIA En ocasiones, una estructura de Lewis no se ajusta a los valores experimentales para las distancias de enlace. Por ejemplo, en el ozono los dos enlaces son idénticos, pero la estructura de Lewis sugiere la existencia de un enlace simple y otro doble. Se postula que la estructura real, es una situación intermedia entre las estructuras resonantes propuestas

40 RESONANCIA Otro ejemplo típico lo constituye el benceno
Todos los enlaces carbono-carbono son equivalentes, intermedios entre un enlace simple y uno doble Otras especies que presentan estructuras resonantes son los iones NO3-, SO4-2, CO3-2 Consultar documento de Word Perfect “Benceno internet”. Es interesante para ver la evolución y distintas propuestas para la esturctura de la molécula de benceno.

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42 Cuando las formas resonantes no son equivalentes, aunque cumplan la regla del octeto, no contribuyen en la misma proporción al híbrido de resonancia. Las formas que más contribuyen son las que tienen menores cargas formales y las que asignan las cargas negativas a los elementos más electronegativos. La deslocalización electrónica estabiliza la molécula. El grado de estabilización es mayor cuando las estructuras de Lewis que contribuyen al híbrido son de igual estabilidad.

43 Estructuras resonantes
NO3-

44 Resonancia

45 Sustancias covalentes atómicas
diamante grafito

46 Sustancias covalentes atómicas

47 ENLACES REALES La mayor parte de los enlaces no se ajustan perfectamente a los modelos de enlace iónico, covalente o metálico. Se describen mejor considerando una mezcla de dos de ellos.