Uniones y ENLACE QUÍMICO

Presentación del tema: "Uniones y ENLACE QUÍMICO"— Transcripción de la presentación:

1 Uniones y ENLACE QUÍMICO
SEMANA Licda: Isabel Fratti de Del Cid Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán 2019

2 ENLACE QUÍMICO Son las uniones, atracciones, interacciones, fuerzas , que mantienen unidas a las partículas (átomos , iones ó moléculas)en la materia. Estas partículas al unirse, tienden a formar estructuras más estables. El enlace químico puede ser: Covalente Iónico Se da entre átomos y Metálico Iones Intermolecular :se da entre moléculas

3 REGLA DEL OCTETO Se aplica a la unión entre átomos, ya sea que generen moléculas ó iones: Cuando dos o más átomos se combinan para formar compuestos tienden a ganar, perder ó compartir electrones, en número suficiente para llegar a tener capas externas con 8 electrones ( octeto) similares a las de los gases nobles ó inertes.

4 En la tabla periódica las configuraciones de los gases nobles( VIIIA) terminan en xs2 xp6 ( poseen 8 e- en el nivel mas externo es decir muestran un octeto). Ejemplo: 10Ne = 1s2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel «octeto») 18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel = «octeto») 36Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ( 8e- en su último nivel «octeto» )

5 Electronegatividad. Capacidad relativa de un átomo para atraer los electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace. Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica. ( Busque este dato en el reverso de la tabla como «Electronegatividad de Pauling» ) Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias: En un período aumenta de izquierda a derecha.  En un grupo disminuye de arriba hacia abajo. 

6 Tendencias del valor de la electronegatividad en la tabla periódica.

7 Con esto concluimos que los elementos :
más electronegativos se hallan en la parte superior derecha de la tabla periódica : Ejemplo: F= 3.98 , O= ( se excluyen de ésta regla, los gases nobles columna 18 / VIIIA) Los menos electronegativos se hallan en la parte inferior izquierda: Ejemplo: Cs = y Fr = 0.7).

8 Criterio usando la electronegatividad para definir si un enlace es iónico ó covalente.
A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin importar el orden en que los átomos aparecen en la fórmula del compuesto. B- No debe multiplicar la electronegatividad por el número de veces que aparece el elemento en el compuesto. Solo se toma en cuenta una vez. Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace 0.0 a 0.4 Covalente no polar ( apolar) >0.4 y < 1.8 Covalente polar 1.8 en adelante Iónico.

9 EJEMPLO DE ENLACES Y SU RANGO DE DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD
ENLACE COVALENTE NO POLAR Los electrones del enlace se comparten equitativamente . ENLACE IONICO Se transfieren electrones de un átomo a otro. Un átomo pierde electrones, otro los gana. ENLACE COVALENTE POLAR Los electrones del enlace se comparten de modo desigual CARÁCTER IONICO CRECIENTE DIFERENCIA EN ELECTRONEGATI-VIDAD 1.8 3.3

10 Use la diferencia de electronegatividad para predecir enlaces: 1- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Sr, formará un enlace iónico? _____ Un enlace covalente polar?_______. 2- Complete el siguiente cuadro. El ejercicio #1 es el ejemplo. Compuesto Coloque los valores de la electronegatividad de C/ átomo participante en el compuesto Diferencia de electronegatividad Enlace Iónico, covalente polar ó no polar. / Se comparten electrones en forma igual o desigual.? Se transfieren electrones.? Ej BaF2 Ba = F= 3.98 3.98 - 0.89 3.09 IONICO / Se transfieren electrones Bario pierde e- ( pierde 2) F: gana e- ( cada flúor gana 1 e) PCl5 P ________ Cl _________ SiH4 Si_________ H________ Al2O3 Al_________ O_________ NH3 N_________ H__________ Br 2 Br________ Br_________

11 Enlace iónico Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de poca electronegatividad ; el más electronegativo «gana» electrones y se convierte en un ión con carga negativa ( anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y se convierte en un ión con carga positiva ( catión). Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de electronegatividad es de 1.8 en adelante. Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde). Lo que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas. ( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)

12 Perdida y ganancia de electrones
Esquema de la formación de un enlace iónico entre un metal (M) y un no metal ( Nm) Perdida y ganancia de electrones Note: aquí el metal pierde electrones y se convierte en catión (M+), y el no metal gana e- y se convierte en anión ( Nm- ) . En el no metal, se observa la formación del octeto. El metal también alcanza el octeto, pero queda en el nivel interno, por eso no se representa en éste tipo de fórmulas.. El metal pierde electrones convirtiéndose en un catión ( carga +) . El no metal gana electrones generando un anión (.Carga -) ENLACE IONICO

13 Ejemplo de ENLACE IONICO
Ca + F2  Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - ) 20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s23p64s2 20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6 El Ca perdió 2e- que son sus electrones de valencia los del último nivel y logra, su «octeto» : 3s2 3p6 . El calcio logra la configuración de un gas noble: Ca+2 = [ Ar] 9 F = 1s2 2s2 2p F - = 1s22s22p6 Cada flúor gana 1 e- logra su octeto en el último nivel : s 2 2p6 y alcanza la configuración de un gas noble : 9 F - : = [ Ne]

14 La formación de éstos iones Ca+2 y F -
se pueden predecir por la diferencia de electronegatividad : Ca = 1.0 y F = 3.98 diferencia 2.98, por lo tanto es iónico el Ca, pierde 2 electrones por ser menos electronegativo y el F, gana 1 electrón por ser mas electronegativo. Se requieren 2 F- ya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita solo 1 e- para completar octeto su fórmula queda: CaF2

15 Ejemplo como se forma un enlace iónico
. . . . .Na Cl :  Na+ + : Cl : - . . . .  Note al ión Na+ le quedo un octeto «interno», esto no se muestra en las estructuras de Lewis. Al ión Cloruro también le queda octeto en el nivel más externo, este si se muestra en las estructuras de Lewis

16 ENLACE COVALENTE Si los átomos poseen electronegatividades similares, éstos no ganan ni pierden electrones entonces se comparten los e- del enlace á esto se le conoce como enlace covalente. Por eso no se generan iones ( partículas con carga) Para efectos prácticos se considera que un enlace covalente se forma cuando la diferencia de electronegatividades es< de 1.8 Estos enlaces se representan con líneas H-H ó puntos H:H

17 Tipos de enlace covalente
I-De acuerdo al numero de parejas de electrones que comparten: A-Covalente simple se comparte una pareja de electrones. Cada átomo pone un electrón. B-Covalente doble: se comparten dos parejas de electrones. Cada átomo pone dos electrones. C-Covalente triple: se comparten tres parejas de electrones. C / átomo pone tres electrones. D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una pareja de electrones, pero éstos provienen de uno solo de los átomos.

18 Cont. Tipos de enlace covalente
II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad: A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8. Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple, coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.

19 Enlaces Covalentes simple
Un Enlace covalente simple es cuando se comparte un par de electrones, donde cada átomo aporta un electrón. El enlace simple se puede representar con dos puntos ó con un guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo: H-Cl Note el octeto de electrones alrededor del cloro

20 Esquema general que representa la formación de un enlace covalente entre dos No metales
Note: no se forman iones, se comparten los electrones. En éste caso, se comparte un par de e-los dos átomos, forman un enlace simple entre ellos. Ambos átomos forman octeto ( 8e- alrededor de c/ átomo.)

21 Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples
Se da cuando entre ellos forman enlaces: A-Dobles CH2=CH2  C/átomo pone un par de e- : Se com- parten dos parejas de e- ( 4 e-) Note los octetos completos en cada Carbono. B- Triples NN  Se comparten 3 parejas de e- c/ átomo pone generalmente 3 e- Note los octetos completos en los átomos de Nitrógeno.

22 Enlace Covalente coordinado:
También llamado DATIVO. Los átomos comparten un par de electrones, pero estos han sido aportados por un solo átomo. Ejemplo: SO3 presenta 1 enlace doble (cada átomo puso 2 e-) y 2 coordinados ó dativos. El Azufre ( S) es el que pone las parejas de electrones, en los dos enlaces covalentes coordinados.

23 Enlace covalente polar
Los electrones de enlace se comparten de manera desigual. Se forman dipolos. Los enlaces covalentes polares pueden ser: simples, coordinados, dobles ó triples. Para efectos prácticos un enlace es covalente polar si la diferencia de electronegatividad es de ( >0.4 y < 1.8). Ejemplo: HCl SO2 CO2

24 Diagrama de como se forma y representa un enlace covalente polar.
Se comparten electrones de forma desigual, generando moléculas polares o «dipolos» los e- están más cerca del átomo más electronegativo, Pero no se han transferido a ese átomo, por eso esa región esta parcialmente negativa y se representa con el símbolo - Quedando el átomo menos electronegativo, parcialmente positivo :  +.. Estas moléculas se atraen entre ellas. El extremo + con el, extremo  -. Forman Moléculas polares conocidas como «dipolos»

25 Enlace covalente no polar (apolar)
Se dan cuando los pares de electrones se comparten de manera equitativa ó muy pareja. No forman dipolos. Se da en todos los elementos diatómicos. Para efectos prácticos es no polar si la diferencia de electronegatividad está en el rango : (0.0 a 0.4). Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3

26 Enlace covalente puro Enlace covalente “puro”, También es un enlace No polar donde la diferencia de electronegatividad es 0.0 debido a que el enlace se da entre átomos idénticos: Ejemplo todos los elementos diatómicos: N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2

27 H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar
Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su vez pueden ser polares ó NO polares. H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar HCl ; NH3 : Covalente simple polar. O2 * : Covalente doble NO polar SO2 : Posee un covalente doble polar y un coordinado polar. N2 *: covalente triple NO polar. * : en éstos casos los enlaces covalente apolares se conocidos como covalentes puros, debido a que la diferencia de electronegatividad es 0.0 pues son átomos idénticos

28 PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES
Propiedad ó característica Compuestos iónicos Compuestos covalentes Tipo de partícula del que están formados Iones ( cationes y aniones ) Moléculas Estado físico en que se encuentran a temperatura ambiente. Sólidos Gases, líquidos y sólidos Solubilidad en agua Alta Baja ( Poco soluble los covalente no polares mayor los covalentes polares ) Solubilidad en solventes no polares Muy baja Alta (Covalente no polar), Muy baja (covalente polar) Conductividad eléctrica Alta ( fundidos ó en solución) Muy baja ó no existente

29 ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos
Es la representación de un elemento y sus electrones de valencia. El símbolo de cada elemento se utiliza para representar el núcleo y todos los electrones internos. Los electrones de valencia ( los que se hallan en el último nivel de energía) se representan como puntos alrededor del símbolo. Ejemplos: º Al º  Cl  Na ∧ .. .

30 Los electrones de valencia para los elementos representativos corresponden al número de grupo
Estructura electrónica del ultimo nivel termina en Número de electrones de valencia Estructura de Lewis IA S1 Tiene 1 electrón de valencia, entonces se dibuja 1 punto IIA S2 Tienen 2 electrones de valencia, entonces se dibuja 2 puntos IIIA S2P1 Tienen 3 electrones de valencia , entonces se dibujan 3 puntos IVA S2 P2 Tienen 4 electrones de valencia, entonces se dibujan 4 puntos . H . . Mg . . . B . . . Si .

31 Estructura electrónica del ultimo nivel termina en
GRUPO Estructura electrónica del ultimo nivel termina en NNúmero de electrones de valencia. Estructura de Lewis V A S2 p3 Tienen 5 electrones de valencia, entonces se dibujan 5 puntos VI A S2 p4 Tienen 6 electrones de valencia, entonces se dibujan 6 puntos VII A S2 p5 Tienen 7 electrones de valencia, entonces se dibujan 7 puntos VIII A S2 p6 Tienen 8 electrones de valencia, entonces se dibujan 8 puntos . . : . N . . . . . S . . . . F . : . . . . : Kr : . .

32 Realice los siguientes ejercicios
Haga la estructura de Lewis del Si H4 . Es covalente polar no polar o iónico.?

33 El GaF3, Es iónico o covalente.? Haga la estructura de Lewis.

34 Resuelva los ejercicios de la tabla de la pág
Resuelva los ejercicios de la tabla de la pág. 26 y los ejercicios de la primera tabla en la pagina 27de la guía de estudio semana 2.