Unidad 3 Enlace químico Profersora: Marianet Zerené

Presentación del tema: "Unidad 3 Enlace químico Profersora: Marianet Zerené"— Transcripción de la presentación:

1 Unidad 3 Enlace químico Profersora: Marianet Zerené
Prof. Práct: Camila Lagos

2 Objetivos Determinar estructura de Lewis para los elementos químicos.
Identificar qué son, cómo y para qué se producen los enlaces químicos

3 ¿Cómo interactúan entre sí estos elementos?
Introducción Por los conocimientos que tenemos hasta el momento, sabemos que existen al menos 118 elementos en la tabla periódica. Pero en la naturaleza existen mucho más sustancias que esos 118 elementos. Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo interactúan entre sí estos elementos?

4 Introducción Obviamente ha de existir una “forma” en que estos elementos se unan entre sí, para generar más sustancias y compuestos. La “forma” en que se unen estos elementos es mediante enlaces.

5 Modelos de enlace químico
Fuerzas atractivas entre átomos y moléculas, que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos.

6 ¿Por qué se unen los átomos?
Teoría de Enlace ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos, iones y moléculas se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir para obtener una máxima estabilidad. Se unen utilizando los electrones más externos, llamados electrones de valencia.

7 Teoría de Enlace Gilbert Lewis estableció que cuando los átomos se aproximan unos a otros y "chocan" su última capa entre sí, en estos choques ceden, ganan o comparten electrones, de tal forma que en su última capa (capa de valencia) se queden con la estructura de máxima estabilidad, que es la que corresponde a los gases nobles (8 electrones en la última capa a excepción del helio)

8 Electrones de Valencia Símbolos de puntos de Lewis

9 Tipos de Enlaces Enlace químico Enlace iónico Enlace covalente Entre
Enlace metálico Apolar Polar Coordinado o dativo Entre átomos Fuerzas ión dipolo Fuerzas de Van de Waals Entre moléculas (Intermoleculares)

10 Regla del octeto: Regla del dueto:
Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2p 6 Regla del dueto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 2 e- (2 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2

11 Estructura de Lewis Lewis elaboró un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo. Consiste en la ubicación de los electrones de valencia del átomo alrededor del símbolo del elemento.

12 Elemento Conf. Electrónica Externa Estructura de Lewis

13 ¿Cómo determinar e- apareados y desapareados?
Gracias a la distribución de los electrones aplicando la regla de Hund.

14 Ejemplo…

15 Confección de estructura de Lewis
1. Escribe la configuración electrónica del elemento a partir de su número atómico. Z= 7  1s2 2s22p3 2. Determina el número de electrones de valencia . 1s2 2s2 2p3 3. Confecciona un diagrama de orbitales del último nivel, según regla de Hund.

16 Confección de estructura de Lewis
4. Determina los electrones apareados y desapareados. Para este caso: Apareados: un par (2s2) Desapareados tres electrones (2p3) 5. Escribe el símbolo del elemento y luego distribuye los electrones apareados y desapareados a su alrededor, utilizando puntos o cruces.

17 Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto
Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones

18 Enlaces entre Átomos A. Enlace iónico B. Enlace covalente
Muchos átomos Iones Mar de e_ A. Enlace iónico B. Enlace covalente C. Enlace metálico

19 ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

20 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

21 Covalente puro o Apolar
electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales covalente apolar La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero 0=∆EN < 0,4 Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o Apolar covalente polar iónico ejemplo Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 0,4 ≤ ∆EN < 1,7 mayor que 1,7

22 Enlace Iónico o Electrovalente
TRANSFERENCIA DE ELECTRONES Unión entre dos átomos que presentan una apreciable diferencia de electronegatividad. Una unión iónica tendrá lugar principalmente entre elementos de los grupos I y II (de baja electronegatividad) con elementos de los grupos VI y VII (de alta electronegatividad). Metal + No Metal Ejemplo: sales y óxidos metálicos.

23 0 0,4 1,7 0,4≤ ∆EN < 1,7 (Covalente polar ) Entre átomos distintos
, ,7 ∆EN ≤ 1,7 (Ionico) Entre átomos distintos 0=∆EN <0,4 (Covalente apolar) Entre átomos iguales Ej: Cl – Cl, H – H, O=O

24 Enlace Iónico o Electrovalente
Un enlace iónico se forma cuando dos átomos de electronegatividad muy distinta se unen entre sí. La pérdida de un electrón del átomo menos electronegativo da lugar a la formación de un catión; y la ganancia de un electrón por el átomo más electronegativo da lugar a la formación de un anión. ¿Por qué se forman estos iones? Atracción electroestática entre iones con carga opuesta

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26 Enlace Iónico o Electrovalente
Según la teoría de Lewis-Kössel ambos iones adquieren la estructura electrónica de un gas noble. Más aún, a partir de los iones individuales se forma una molécula cristalina y, en su estado cristalino, los iones tienen energías mucho menores que los de los átomos a partir de los cuales se forman. Así, se estabilizan al reaccionar, formando una molécula cristalina.

27 Enlace Iónico o Electrovalente
Propiedades Físicas de los Compuestos Iónicos Son sólidos poco volátiles y sus puntos de fusión son elevados (a menudo superiores a ºC). Forman estructuras cristalinas bien definidas. Sólo presentan conductividad eléctrica si están disueltos o fundidos. Son solubles en agua y en líquidos polares. Son duros y frágiles.

28 Enlace covalente entre átomos iguales
Es la fuerza de atracción que se ejerce entre átomos no metálicos, cuando comparten sus electrones para formar moléculas. ¿Cómo se forma un enlace covalente? Enlace covalente entre átomos iguales

29 Enlace Covalente COMPARTICIÓN DE ELECTRONES
Unión entre átomos de elementos con valores de electronegatividad próximos. En un enlace covalente participan dos electrones, cada uno proveniente de los átomos enlazados. Si dos átomos comparten más de dos electrones se formará más de un enlace covalente. No Metal + No Metal Ejemplo: agua, azúcar, hidrocarburos y plásticos.

30 Enlace Covalente Cuando reaccionan dos o más átomos de electronegatividad igual o parecida no se lleva a cabo una transferencia completa de electrones. En estos casos los átomos adquieren la estructura del gas noble compartiendo electrones y se forman enlaces covalentes. F + 7e- 8e-

31 Enlace covalente entre átomos diferentes:
Molécula de agua (H2O). Se comparten dos pares de electrones.

32 Enlace Covalente Propiedades Físicas de los Compuestos Covalentes
Son compuestos volátiles (presiones de vapor elevadas a temperatura ambiente). Tiene puntos de fusión y ebullición bajos. No conducen la corriente eléctrica en estado puro. Las sustancias polares se disuelven en sustancias polares y las apolares en sustancias apolares.

33 enlace covalente sencillo
Estructura de Lewis También llamadas diagramas de puntos, son representaciones gráficas que muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Estructura de Lewis del agua enlace covalente sencillo 8e- 2e- H + O + H O H ó 1s1 1s1 1s22s22p4 Doble simple o sencillo: dos átomos comparten un par de electrones

34 Enlace Covalente Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones O C o 8e- enlace doble Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones N 8e- enlace triple o

35 Tipos de enlaces covalentes
Simple  Compartición de 1 par de electrones Doble  Compartición de 2 pares de electrones Triple  Compartición de 3 pares de electrones.

36 Enlace Covalente Polar
Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos. H F Región rica del electrón Región pobre F H δ+ δ-

37 Enlace Covalente Polar
Electronegatividad Aumento de electronegatividad

38 Electronegatividad Clasificación de los enlaces por diferencia en electronegatividad Tipos de Enlaces COVALENTE APOLAR COVALENTE POLAR IÓNICO (0=∆EN < 0,4) (0,4 ≤ ∆EN < 1,7) (∆EN ≥ 1,7)

39 Ejemplo 1. Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: CsCl, H2S y H2 Electronegatividad . Cs – 0,7 Cl – 3,0 H – 2,1 S – 2,5 N – 3,0 N – 3,0

40 ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo) O H O S O H

41 Enlace Covalente Dativo

42 Enlace Metálico Modelo del mar de electrones. Modelo de bandas.
-Lo forman los metales (átomos poco electronegativos) y es un enlace bastante fuerte. -Se comparten los e de valencia colectivamente. -Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. -Existen dos modelos que lo explican: Modelo del mar de electrones. Modelo de bandas.

43 Propiedades de los compuestos metálicos.
Enlace Metálico Propiedades de los compuestos metálicos. -Son dúctiles y maleables -Son buenos conductores de electricidad y calor. -Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición. -La mayoría son sólidos, tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “λ” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).