UNIDAD 3: ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Presentación del tema: "UNIDAD 3: ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES"— Transcripción de la presentación:

1 UNIDAD 3: ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
Nombre: Tomás Ponce Vivallo Postdata: Quiero mi 7.0 >:D

2 Enlace Iónico Se define como la fuerza electrostática(cargas apuestas; positiva y negativa)que mantiene unidos a 2 o más iones. En este tipo de enlace se transfieren los electrones completamente de un átomo a otro, en el cual solo puede perder(catión) o ganar (anión) hasta un máximo de 3 e-. Entre un no-metal y un metal, debido a que se necesita un elemento con baja E.N. y uno con alta E.N., respectivamente.

3 Para la formación de este tipo de enlace, se necesitara una diferencia de electronegatividad entre elementos de 1.7 y 4.0(E.N. mas alta Flúor) que denominara a este enlace, a excepción del HF, cuya E.N. es 1.9 pero es un enlace covalente, esta es una excepción a esta regla. Un ejemplo: NaCl(sal de mesa) Utilizamos un metal(tendencia a dar electrones) y un no metal(tendencia a recibir electrones)respectivamente, para que pueda ocurrir la transferencia de electrones, en la cual tendremos cargas opuestas(catión- anión) que después se atraerán entre si. Siendo catión el que cede electrones y anión el receptor de este.

4 ¿Como se forma un enlace iónico?
Primero que nada calcularemos la electronegatividad del compuesto para saber que tipo de enlace formara Ejemplo: NaCl La E.N. individualmente de sus átomos son; Na: 0.9,Cl: 3.0. Entonces restamos 3.0 – 0.9 y quedara una diferencia de E.N.= 2.1, la cual esta en el rango del enlace iónico (mayor a 1.7) Se sabe que para la formación de este enlace se necesita un elemento con tendencia a ceder electrones, y uno con tendencia a recibirlos, por lo que se podría inferir que es entre un metal y un no metal respectivamente. Después de esto se generaran cargas opuestas en el compuesto que después se atraerán dando y recibiendo electrones.

5 NaCl= Entonces, utilizando la sal como ejemplo esto quedara del siguiente modo Ahí podemos ver como el catión Na sede su electrón de valencia( 3s1) al anión Cl completando su capa de valencia (3p5 -> 3p6), así el Na se quedara con su capa anterior completa(2p6), formando así un enlace iónico simple.

6 ¿Qué forma tiene este compuesto?
Cuando ya están formados los iones, estos se atraerán formando una red tridimensional que recibirá el nombre de “RED CRISTALINA” Donde los iones forman cubos compacto entre si

7 En símbolos de Lewis esto quedaría así

8 Propiedades de compuestos iónicos
Son sustancias cristalinas a temperatura ambiente. Son generalmente solubles en solventes polares como el agua, en la cual se disocian(se separan sus iones). Tienen altos puntos de ebullición y fusión. Son duros Son frágiles Fundidos o disueltos son buenos conductores de electricidad

9 Resonancia y estructuras resonantes
Cuando una estructura de Lewis no basta para representar a una sustancia, existe un fenómeno llamado resonancia. Así, cada una de las alternativas a la estructura de Lewis recibirá el nombre de estructura resonante. El ejemplo mas conocido de este fenómeno es el benceno.(pues gracias a ese compuesto se reconoció esta estructura), un compuesto covalente que tiene 2 estructuras resonantes que se expresan en un hexágono con un anillo en su centro, como se vera a continuación.

10 ESTRUCTURA DEL BENCENO
BENCENO (C6H6): Podemos ver los enlaces covalentes simples y dobles en estas estructuras, sin embargo ninguna de estas 2 estructuras es correcta, sino que es un hibrido entre las 2 para poder explicar su forma final del benceno (hexágono con el anillo en el centro),los 6 enlaces de carbono son equivalentes entre si. Esto se suele relacionar con un animal mitológico llamado grifo, que al ser un hibrido entre un león y una águila, que de la misma manera ninguno de estos 2 por si solos puede explicar por completo al grifo.

11 GEOMETRÍA MOLECULAR De la misma manera que los compuestos iónicos forman redes cristalinas, los compuestos covalentes tienen formas dadas por la distribución espacial adoptada por sus átomos, a lo que se le conoce como geometría molecular. Para poder conocer la geometría molecular de una sustancia se usa una teoría llamada “Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia”(TRPECV), que explica como son repelidos los electrones o pares libres de electrones entre distintos átomos, dentro de una sustancia, haciendo que esta adquiera una forma, en la que los electrones están lo mas lejos de los otros. El átomo central de la sustancia se unirá mediante enlaces a los otros átomos, y este variara su forma dependiendo tiene pares de electrones libres en el. A continuación veremos 3 tipos de geometrías moleculares; lineal, plana trigonal y tetraédrica.

12 Geometría molecular Primero que nada, pare poder determinar la forma del compuesto se necesita hacer la estructura de Lewis para saber los enlaces químicos y si tienen pares libres de electrones. Una vez ya hecha trazaremos enlaces simples, dobles o triples entre los átomos. Lineal: Si el átomo central esta enlazado a 2 átomos tendrá un ángulo de separación de 180° entre los 2 átomos, lo que hace lineal a este compuesto. Ejemplo: BeCl2

13 Geometría molecular Plana trigonal:
Si el átomo central esta unido a 3 átomos, tendrá una separación de 120°, entre los 3 átomos, lo que hace que la sustancia sea plana y al unir sus electrones se pueda formar un triángulo. Ejemplo: BCl3

14 Geometría molecular Tetraédrica:
Si el átomo central esta unido a 4 átomos tendrá una separación de 109,5° aproximadamente, entre los 4 átomos, lo que hace que la sustancia no sea plana y al unir sus electrones se forma un tetraedro regular. Ejemplo: CCl4

15 ¿Qué pasa si el electrón central tiene pares libres?
Los electrones ejercerán una repulsión levemente superior a un enlace químico, pero esto no es precisamente visible en la geometría molecular. Se pondrán geometrías derivadas de las anteriores pero con cantidad de “esquinas” menos de acuerdo a la cantidad de pares libres. Ejemplo: NH3 Forma 107°, en una geometría piramidal Dejamos en una esquina del tetraedro el par libre menos ya que le sobra solo 1 par.

16 Otro ejemplo de esto es el H2O
El oxigeno tiene 2 pares libres, por lo que en el tetraedro las ocuparemos, dándole el valor como 2 esquinas menos. Formando un ángulo de 104.5°, en una geometría angular.

17 Fuerzas intermoleculares
Una vez que se a formado una sustancia o una red cristalina, esta puede interactuar con otras sustancias que la atraigan, al ser estas de cargas opuestas se provocara un acercamiento y posteriormente interacción entre ellas. A esto se le llama Fuerzas Intermoleculares. Dependen de la polaridad de las sustancias vistas como un todo. ¿Cómo sabremos la polaridad de una sustancia?, lo veremos a continuación…

18 momento dipolar Para poder representar a donde se desplazaban los electrones al momento de comparar E.N. y así determinar la polaridad del enlace, se utilizaba una flecha cruzada - -|--- en la estructura de Lewis, esto se le denomina “momento del enlace”. Esa polaridad es posible medirla con números y recibe el nombre de “momento dipolar” Es la medida de la polaridad del enlace, y mayor diferencia de E.N. entre los átomos mayor será el momento dipolar.

19 Polaridad de las moléculas
Son las cargas(iones) opuestas de la sustancia que se generan al tener elementos de diferente E.N. y por lo tanto distinta carga(negativa y positiva) dentro de ella. Por eso al tener polos distintos a estos compuestos se le llaman “moléculas polares” La Electronegatividad es muy importante en este factor, porque nos dice si la sustancia es polar o apolar. Por ejemplo: HF Se puede apreciar como el Flúor tiene mas electrones que el Hidrogeno, al igual que su E.N. El Flúor tiene una E.N. de 4.0 y el Hidrogeno una E.N. de 2.1 entonces al tener distintas E.N. tienen polos apuestos, haciendo a este un enlace covalente polar. En el que el F es el anión que atrae al H catión, ya que el de mayor E.N. es el F.

20 Las moléculas diatónicas formadas por el mismo elemento, o la misma E
Las moléculas diatónicas formadas por el mismo elemento, o la misma E.N. serán apolares ya que se contraen al tener fuerza equitativa de atracción en la nube electrónica, por lo que no habrá ningún polo ni momento dipolar. Ejemplo: H2 Podemos observar como no hay ninguna atracción de un Hidrogeno al otro, ya que tienen exactamente la misma fuerza

21 Polaridad de moléculas con mas de 2 átomos
Hasta ahora solo hemos visto moléculas diatómicas, pero ¿Qué pasa cuando son sustancias de 3 átomos o mas? Es necesario ver hacia que átomo se atraen los electrones en la nube electrónica, en cada uno de los enlaces, al tener 2 átomos de igual fuerza de atracción estos se pueden cancelar entre si, haciéndose apolar(sin ningún polo ni diferencia de E.N.) De esta manera la polaridad de la sustancia depende del tipo de enlace dentro de ella y la geometría molecular de esta.

22 Un Ejemplo de esto:CO2 La sustancia CO2 es un enlace covalente polar doble entre el Carbono y los Oxígenos, pero los oxígenos al tener la misma carga y fuerza de atracción se contraen y hacen que esta sustancia sea covalente apolar, al no tener momento dipolar neto.

23 H2O: Tiene una estructura angular, debido a que su átomo central tiene 2 pares de electrones libres. Además, c/u de los enlaces entre Hidrogeno y Oxigeno es polar. Los 2 momentos de enlace no son cancelables entre si Ya que la molécula tiene un momento dipolar distinto a 0 será molécula polar.

24 CH2Cl2: Esta molécula tiene una estructura tetraédrica, ya que posee 4 enlaces covalentes
Aunque vayan en distintos sentidos como son los enlaces polares no tienen la misma E.N. y por lo tanto no se pueden repeler.

25 Continuando con las fuerzas intermoleculares
Las moléculas pueden interactuar entre ellas para formar grandes agregados moleculares o para que una sustancia pueda disolverse en otra. Estos se pueden reconocer en 4 tipos: Fuerzas ion-dipolo. Fuerzas dipolo-dipolo. Puentes de hidrógeno, que este llevaría siendo un tipo especial del anterior. Fuerzas de dispersión o Fuerzas de London.

26 Fuerzas ion-dipolo Son fuerzas de atracción entre un ion (sea positivo o negativo) y un dipolo( Separación de cargas que permite distinguir 2 polos dentro de una molécula), de la carga opuesta. Como por ejemplo: Los imanes Su fuerza de interacción depende del tamaño y la carga del ion y de la magnitud del dipolo, por esto al tener un imán mas grande, los objetos metálicos de la carga opuesta se sienten atraídos con mas facilidad que con uno pequeño.

27 Fuerzas dipolo-dipolo
Son fuerzas de atracción entre los polos opuestos de 2 moléculas polares. Un polo( + o -) atrae al apuesto, y este mismo polo atrae a otro polo, formando así una cadena. Por ejemplo: Una secuencia de imanes alineados consecutivamente. Un polo A será el negativo, y un polo B el positivo, el A atraerá al polo B del segundo imán y, y este mismo será atraído por el polo A del tercer imán, formando esta secuencia.

28 Puentes de hidrógeno Conocidos también como “enlaces de hidrógeno”, son una sub-clasificación de un enlace covalente, y son un tipo de interacción fuerte entre dipolo-dipolo, EXCLUSIVAMENTE, en moléculas polares que presenten enlaces de; H-F H-N H-O En todos estos casos el H de la molécula será el polo positivo que será atraído por el polo negativo ( Flúor, Nitrógeno, Oxígeno ).

29 FUERZAS DE DISPERSIÓN Cuando un ion o molécula polar se acerca a una molécula apolar, su distribución de electrones sin carga se distorsionará, acercando los polos para atraerse, y así finalmente originando un dipolo. A este tipo de interacciones en conjunto se le llaman “fuerzas de dispersión” El dipolo apolar generado por la cercanía del ion o dipolo se le denominara “ dipolo inducido”, ya que solo existe por la cercanía de estos, y desaparecerá cuando el ion o dipolo se aleje.

30 En resumen, las fuerzas de dispersión: son fuerzas de atracción temporales, generadas por los dipolos inducidos en los átomos/moléculas. Fritz London, un físico alemán que se baso en la superconductividad del helio liquido, en 1930 ofreció una interpretación de los dipolos temporales desde el punto de vista de la mecánica cuántica, por lo que a estas también se le pueden llamar con el nombre de “Fuerzas de London”. Estas son el único tipo de fuerzas intermoleculares en la que participan e interactúan especies apolares, tales como: ¿Por qué el aceite se mezcla con la bencina?

31 Relación de las fuerzas intermoleculares con la solubilidad, y los puntos de fusión y ebullición
Todas las interacciones que puede tener una molécula con sus vecinas, depende de las fuerzas intermoleculares, así por este medio se puede explicar la; solvatación ( cuando una sustancia se puede disolver en otra) , el punto de fusión y el punto de ebullición de una sustancia. SOLVATACIÓN: Cuando una sustancia es disuelta por otra, las partículas de una de las especies ronda a las moléculas de la otra, dispersándose, para que esto ocurra, las moléculas se tienen que atraer entre si, para así poder establecer fuerzas intermoleculares entre ellas. Esto se podría resumir con la frase “ semejante disuelve a semejante”

32 Puntos de ebullición y fusión: La temperatura en la que una sustancia cambia de estado, sea de solido a liquido(punto de fusión), o liquido a gaseoso( punto de ebullición), depende directamente de la fuerza en la que las moléculas se mantengan unidas a sus vecinas, de esta manera mientras mayor estén unidas, mayor fuerza intermolecular, y este mismo nos da mayor punto de ebullición y fusión, es decir, que son directamente proporcionales a la interacción molecular y por lo tanto a las fuerzas intermoleculares La interacción molecular va creciendo de forma creciente de la siguiente manera: Moléculas que solo establecen fuerzas de dispersión con sus vecinas. Moléculas que establecen fuerzas dipolo-dipolo con sus vecinas. Moléculas que establecen puentes de hidrogeno con sus vecinas.

33 FIN DE LA UNIDAD!!!! Regálese una decima :,v