Dra. Diana Chalco Quezada Facultad de Ciencia y Tecnología

Presentación del tema: "Dra. Diana Chalco Quezada Facultad de Ciencia y Tecnología"— Transcripción de la presentación:

1 Dra. Diana Chalco Quezada Facultad de Ciencia y Tecnología
ENLACES QUIMICOS Dra. Diana Chalco Quezada Facultad de Ciencia y Tecnología

2 ENLACE QUIMICO Es la fuerza de unión que existe entre los átomos, cuando forman moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficientemente, se produce una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico.

3 ENLACE QUIMICO Los responsables de los enlaces de los átomos son los electrones de valencia que están localizados en los últimos niveles energéticos. La valencia es la capacidad de combinación de un átomo. Varía con su posición en la tabla periódica y con el número de electrones que posea en su nivel más externo. Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones.

4 REGLA DEL OCTETO Cuando los átomos reaccionan unos con otros, parece que intentan alcanzar la misma configuración electrónica estable propia de los gases nobles. Se dice que estos átomos siguen la regla del octeto o regla del ocho, es decir todo átomo tiende a adquirir ocho electrones en su último nivel de energía. Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia.

5 REGLA DEL OCTETO Cuando se forma un enlace químico, la capa más externa de cada átomo debe contener ocho electrones, y así adquieren la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico. Cada enlace químico representa un par de electrones, se representa con guión que a su vez representa también la valencia del elemento químico en el momento de realizar la fórmula desarrollada.

6 ESTRUCTURA DE LEWIS Las estructuras de Lewis son representaciones gráficas de los átomos, en las cuales los electrones de valencia se representan por puntos, círculos o letras X; y los enlaces son guiones, cada guión simboliza un par de electrones de enlace. El número de electrones de valencia coincide con el número del grupo de la tabla periódica.

7 REGLAS – ESTRUCTURA DE LEWIS
1) Esqueleto estructural lo más simétrico posible. 2) El átomo central, debe ser el menos electronegativo. El H no puede ser átomo central. 3) Si hay hidrógenos y oxígenos, estos siempre tienden a formar grupos OH. 4) debe evitarse el enlace O-O, excepto si es peróxido. 5) Los elementos del grupo VIIA (halógenos), deben formar un solo enlace covalente normal, los enlaces adicionales serán enlaces covalentes dativos o coordinados.

8 ESTRUCTURA DE LEWIS Ejemplo: Para cumplir con la regla del octeto
los elementos del grupo VII A (siete electrones de valencia), deben formar un enlace covalente para adquirir ocho electrones. Los del grupo VI A, dos enlaces covalentes. En otros casos se debe cumplir la regla del dueto.

9 ESTRUCTURA DE LEWIS

10 ESTRUCTURA DE LEWIS

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14 ESTRUCTURA DE LEWIS

15 ESTRUCTURA DE LEWIS

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17 ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia mayor o menor que tienen los átomos de los elementos químicos para atraer hacia su núcleo un par de electrones. Es la facilidad de combinación que tienen los elementos para unirse entre sí y formar nuevos compuestos. En la tabla periódica: De abajo hacia arriba y de izquierda a derecha: AUMENTA De arriba hacia abajo y de derecha a izquierda: DISMINUYE

18 ELECTRONEGATIVIDAD

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20 ELECTRONEGATIVIDAD Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes no polares. Con marcada diferencia de electronegatividad forman enlace covalentes polares, con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

21 ELECTRONEGATIVIDAD Así, según la diferencia entre las electronegatividades de los elementos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace, según la escala de Linus Pauling, es: Iónico: ∆EN ≥ 1.7 Covalente polar: ∆EN ≤0.4 ≤ 1.7 Covalente no polar: ∆EN ˂ 0.4

22 POLARIDAD DE LOS ENLACES Y ELECTRONEGATIVIDAD
Los pares de electrones que se involucran en un enlace por lo general no se comparten de manera equitativa. Atendiendo a los tipos de enlace que se han descrito, es evidente que en los enlaces se presenta el caso de electrones que son compartidos y aquellos en los cuales no se comparten porque los electrones son transferidos.

23 POLARIDAD DE LOS ENLACES Y ELECTRONEGATIVIDAD
La proporción en que los electrones se comparten se define por la polaridad del enlace. En la compartición de electrones, los núcleos son mantenidos en la misma nube electrónica, sin embargo estos núcleos no comparten los electrones por igual y la nube es más densa alrededor de un átomo que otro. Como resultado un extremo del enlace se puede hacer más negativo y el otro más positivo.

24 POLARIDAD DE LOS ENLACES Y ELECTRONEGATIVIDAD
En el enlace covalente no polar, los electrones se comparten equitativamente. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos como: H2, Cl2, O2, N2, F2 y otras moléculas diatómicas. Estas moléculas no forman de dipolos. En el enlace covalente polar uno de los átomos ejerce mayor atracción sobre los electrones de enlace del otro. Cuando la atracción es bastante fuerte, el enlace es de tipo iónico.

25 ELECTRONEGATIVIDAD Para establecer si un enlace es covalente polar, no polar o iónico se emplea una cantidad llamada electronegatividad. Linus Pauling definió la electronegatividad como la capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico.

26 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. La asignación se debió a datos termoquímicos, dando un valor de 4 al flúor que es el elemento con más capacidad para atraer electrones y 0,7 al cesio que es el elemento con menor electronegatividad. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que lo forman.

27 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad de un átomo en una molécula se relaciona con su energía de ionización y su afinidad electrónica. La energía de ionización mide la fuerza con que el átomo se aferra a sus electrones y la afinidad electrónica es la medida de la fuerza con que un átomo atrae electrones adicionales.

28 ELECTRONEGATIVIDAD En el enlace covalente no polar los elementos presentan electronegatividad igual, por lo cual la diferencia es de 0, en los enlaces polares se presenta diferente electronegatividad y si la diferencia de electronegatividad es alta el enlace pasa a ser de tipo iónico. Como regla general se plantea que en la mayoría de enlaces cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor de 1,7; el enlace presenta un alto carácter iónico.

29 COMPUESTO F2 HF NaF 4.0 -4.0 = 0 4.0 – 2.1= 1.9 4.0 – 0.93= 3.07
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD = 0 4.0 – 2.1= 1.9 4.0 – 0.93= 3.07 TIPO DE ENLACE COVALENTE NO POLAR POLAR IONICO

30 ENLACES QUIMICOS Existen tres tipos de enlaces químicos:
Enlace Iónico o Electrovalente Enlace Covalente Enlace Metálico

31 ENLACE IONICO Es la propiedad que tienen los átomos, de perder o ganar electrones. Los que ceden electrones se cargan positivamente (metales). Los que reciben electrones se cargan negativamente (no metales). Las cargas vienen dadas por el número de electrones cedidos o ganados. Los iones positivos se llaman cationes, y los iones negativos se llaman aniones. Se da entre un metal y un no metal.

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33 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
Generalmente son sólidos. La mayoría son compuestos inorgánicos. Puntos de fusión y ebullición altos. Son solubles en agua. Conducen bien la corriente eléctrica Los cristales son duros y quebradizos Se rompen con facilidad. Se da entre iones con carga opuesta.

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35 ENLACE COVALENTE Se forma por compartición de electrones, determinada por la tendencia de los átomos en adquirir la estructura electrónica del gas noble. Se da entre no metales. Puede ser: polar y no polar Polar: cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es marcada . Ej: agua No polar: cuando la diferencia de electronegatividad es baja. Ej. Cloro gaseoso.

36 ENLACE COVALENTE POLAR

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38 ENLACE COVALENTE NO POLAR

39 TIPOS DE ENLACES COVALENTES
SIMPLE: cuando comparten un par de electrones. DOBLE: cuando comparten dos pares de electrones. TRIPLE: cuando comparten tres pares de electrones.

40 ENLACES COVALENTE SIMPLES, DOBLES Y TRIPLES

41 ENLACE COVALENTE En algunos casos el par compartido es aportado por uno solo de los átomos, formándose los que se llama un enlace coordinado o dativo, se representa por una flecha. Ejm. Acido sulfúrico. También se han encontrado algunos casos en los que no se cumple la regla del octeto, como BCl₃, en el que el boro queda solo con seis electrones en la última capa.

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44 ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

45 ENLACE COVALENTE COORDINADO

46 ACIDO NITRICO

47 ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

48 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Se pueden presentar en los cuatro estados. La mayoría son compuestos orgánicos. Poseen puntos de fusión y ebullición bajos. Son solubles en solventes orgánicos. No conducen la corriente eléctrica. Las reacciones son lentas. Los cristales son blandos. Son fuertes, se rompen con dificultad.

49 ENLACE METALICO Los átomos se hallan unidos entre si por una nube de electrones de valencia. Ejemplo: molécula de sodio. Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, estos pierden fácilmente esos electrones y se convierten en iones positivos que forman una red metálica y los electrones desprendidos forman una nube que puede desplazarse a través de toda la red. De esta forma todo el conjunto de iones positivos quedan unidos por la nube electrónica que los envuelve.

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51 ENLACE METALICO Por ejemplo en un trozo de sodio metálico, los iones están localizados en una posición fija, y los electrones de valencia están libres para moverse entre las nubes electrónicas. Esta particularidad es la responsable de la maleabilidad (láminas) y la ductibilidad (alambres o hilos) de los metales.

52 ENLACE METALICO ALEACIONES: algunos metales no son puros, sino aleaciones. Una aleación es una disolución sólida y se prepara disolviendo un metal en otro, generalmente cuando ambos están en estado líquido. Las aleaciones tienen propiedades físico químicas diferentes a las de los metales originales. Por ejemplo el oro puro (24 quilates) es demasiado blando para usarlo en joyería, para hacerlo más fuerte se alea con plata y cobre, lo que en una proporción de 25% da lugar a una aleación conocida como oro de 18 quilates.

53 ENLACE METALICO Las aleaciones del mercurio se llaman amalgamas. Las de plata y zinc son muy utilizadas por los dentistas. El mercurio solo es muy venenoso, cuando se presenta en amalgama, no representa mayor riesgo para la salud. Los enlaces metálicos se usan para: medicina, industria automotriz, industria metal mecánica ( para recubrir piezas metálicas y evitar la oxidación, fabricación de aceros de diversas durezas), radiocomunicación (fabricación de audífonos y bocinas).

54 ENLACE METALICO La aleación más importante es el acero. En donde los pequeños átomos de carbono (77 ppm) están disueltos en hierro (126 ppm). Al aumentar la cantidad de carbono, el acero se vuelve más duro. El carbono puede formar aleaciones con otros elementos como cromo y níquel, con los que se produce el acero inoxidable. El latón es una aleación de 67% de cobre y 33% de zinc, utilizado en artículos de ferretería. Los audífonos de los equipos de música portátiles, emplean un imán permanente de cobalto-samario. El bronce es una aleación de cobre y estaño.

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56 ESTRUCTURA DE LEWIS

57 ESTRUCTURA DE LEWIS

58 ESTRUCTURA DE LEWIS

59 ESTRUCTURA DE LEWIS

60 FUERZAS INTERMOLECULARES
Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

61 FUERZAS INTERMOLECULARES
Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc. Muchas propiedades de los líquidos, incluido su punto de ebullición, reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

62 FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares se definen como el conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas como consecuencia de la presencia o ausencia de electrones. Cuando dos o más átomos se unen mediante un enlace químico forman una molécula, los electrones que conforman la nueva molécula recorren y se concentran en la zona del átomo con mayor electronegatividad, definimos la electronegatividad como la propiedad que tienen los átomos en atraer electrones. La concentración de electrones en una zona específica de la molécula crea una carga negativa, mientras que la ausencia de los electrones crea una carga positiva.

63 Denominamos dipolos a las moléculas que disponen de zonas cargadas negativamente y positivamente debido a la electronegatividad y concentración de los electrones en las moléculas. Podemos asimilar el funcionamiento de un dipolo a un imán con su polo positivo y su polo negativo, de tal forma que si acercamos otro imán el polo positivo atraerá al polo negativo y viceversa, dando como resultado una unión.

64 Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas intermoleculares que determinan las propiedades físicas de las sustancias. Entre estas fuerzas tenemos las siguientes:

65 FUERZAS INTERMOLECULARES

66 FUERZAS INTERMOLECULARES

67 FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares que actúan entre las moléculas se clasifican en : Dipolos permanentes Dipolos inducidos Dipolos dispersos. Puentes de hidrógeno Dentro de los 4 grupos descritos anteriormente, las fuerzas más relevantes son las 3 primeras también conocidas como fuerzas de Van der Waals.

68 ENLACE DE HIDROGENO (PUENTE DE HIDROGENO)
Cuando enlazado a un átomo pequeño y de fuerte electronegatividad (F, O o N), el hidrógeno forma enlaces polares muy fuertes. Sus polos interactuarán fuertemente con otras moléculas polares, formando una fuerte red de enlaces intermoleculares.

69 PUENTE DE HIDROGENO Son un tipo de fuerza dipolo-dipolo, sin embargo, en esta interacción interactúa una molécula que presenta hidrógeno en sus estructura, con otra que presenta un átomo con una elevada electronegatividad como oxígeno, fluor o nitrógeno. De esta manera, entre el hidrógeno que presenta una baja electronegatividad y el átomo electronegativo, se establece una interacción, debido a sus cargas opuestas, lo que provoca que estas fuerzas sean muy fuertes. Este tipo de interacción se da en el agua y enel amoniaco.

70 FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Para que existan fuerzas de atracción dipolo-dipolo deben estar presentes moléculas polares. Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de la otra.

71 FUERZAS DIPOLO - DIPOLO
Las fuerzas dipolo-dipolo son generalmente más débiles que las fuerzas ión - dipolo. En moléculas con masas y tamaños aproximados, la intensidad de las fuerzas dipolo-dipolo aumenta al incrementarse la polaridad (aumenta el momento dipolar).

72 DIPOLO-DIPOLO O DIPOLOS PERMANENTES
Este tipo de unión se produce cuando ambas moléculas disponen de cargas positivas y negativas, es decir son moléculas polares o que tienen polaridad, atrayéndose electrostáticamente y formando la unión.

73 FUERZAS ION-DIPOLO Para que exista esta fuerza deben estar presentes un ión y una molécula polar. Es la fuerza más intensa. Las moléculas polares son dipolos, donde las cargas negativas y positivas no coinciden en un punto central, por ello la orientación preferida de las moléculas polares hacia los iones es: el extremo positivo de la molécula polar se orienta hacia el anión el extremo negativo de la molécula polar se orienta hacia el catión  Son importantes en los procesos de disolución de sales.

74 FUERZA ION - DIPOLO

75 DIPOLOS INDUCIDOS Este tipo de unión se produce cuando una molécula no polar redistribuye la concentración de los electrones (tiene la posibilidad de polarizarse) al acercarse una molécula polar, de tal forma que se crea una unión entre ambas moléculas. En este caso la molécula polar induce la creación de la molécula apolar en una molécula polar.

76 DIPOLOS DISPERSOS Este último caso la unión se produce entre moléculas no polares pero que pueden polarizarse, y cuando esto último ocurren se atraen mutuamente creando la unión molecular. Se producen dipolos instantáneos. La unión que se crea en este tipo de dipolos tiene una intensidad muy débil y una vida muy corta Las energías de unión generadas por las fuerzas intermoleculares son muy inferiores a las energías generadas en los enlaces químicos, pero a nivel global son superiores en número a estas últimas desempeñando un paple vital tanto en las propiedades de adhesión como de cohesión del adhesivo. Van der Waals ,1 a 10 Kj/mol Enlace Covalente – 400 Kj/mol.

77 DIFERENCIAS Fuerzas intermoleculares:
Son muy dependientes de la temperatura, un aumento de temperatura produce un decremento de las fuerzas intermoleculares. Son mas débiles que los enlaces químicos, del orden de 100 veces menor La distancia de unión es a nivel de micras Las uniones no están direccionadas. Enlaces Quimicos: No son tan dependientes de la temperatura Son más fuertes que las fuerzas intermoleculares La distancia de unión es muy pequeña, a nivel de Amstrongs Las uniones están direccionados.

78 DONDE ACTUAN LAS FUERZAS INTERMOLECULARES
La fuerza intermolecular es responsable por algunos fenómenos muy comunes, como la capilaridad y la tensión superficial. Si no existiesen los puentes de hidrógeno, el agua tendría su punto de ebullición cerca de los -90ºC lo que tornaría su existencia imposible en la Tierra.

79 FUERZAS INTERMOLECULARES
Sin embargo, es posible establecer, diferencias en cuanto a la intensidad de estas fuerzas, dependiendo de la polaridad de las moléculas participantes, y de la polarización de su nube electrónica.

80 FUERZAS INTERMOLECULARES
Esto se puede ver representado, según el punto de fusión y/o ebullición que presenta una sustancia, debido a que, para que se produzca un cambio de estado, deben debilitarse e incluso romperse estas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas, y mientras mayor sea la fuerza de ésta, mayor será el punto de fusión y/o ebullición de la sustancia, pues, se requerirá mayor energía para poder vencerla.

81 CONCLUSION Con todo esto, dentro de un material adhesivo como es un polímero, nos encontramos con uniones químicas entre átomos que forman moléculas y fuerzas intermoleculares entre las propias moléculas de los polímeros. El conjunto de estos enlaces, uniones y fuerzas son las responsables de las propiedades adhesivas y cohesivas de los pegamentos, adhesivos y sellantes.

82 NUMEROS DE OXIDACION Es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones. Será negativo cuando el átomo gane electrones. Ejm: Ca 2+