ENLACE QUIMICO. Objetivos: Explicar el concepto de Enlace Iónico. Caracterizar e identificar a los elementos que forman enlaces iónicos. Aplicar conocimientos.

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1 ENLACE QUIMICO

2 Objetivos: Explicar el concepto de Enlace Iónico. Caracterizar e identificar a los elementos que forman enlaces iónicos. Aplicar conocimientos previos respecto de formación de cationes y aniones según el grupo de los elementos. Aplicar conocimientos previos del concepto de formación del “Octeto”(regla del octeto) Aplicar conocimientos previos de concepto de “propiedades periódicas “ para la formación de enlaces. Conocer y aplicar el modelo “Modelo de Lewis” para graficar ó dibujar moléculas con enlaces iónicos. Explicar el concepto de Enlace Covalente. Caracterizar e identificar a los elementos que forman enlaces covalentes. Explicar y aplicar el modelo “Modelo de Lewis”para graficar ó dibujar moléculas con los diferentes tipos de enlaces covalentes.

3 CONTENIDOS DE ESTA UNIDAD ENLACE QUÍMICO: IÓNICO COVALENTE METÁLICO ESTRUCTURAS DE LEWIS. OCTETO, EXCEPCIONES AL OCTETO Y OCTETO EXPANDIDO. RESONANCIA

4 ¿Por qué se unen los átomos para formar moléculas? Los átomos, se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometria y geometría de las sustancias químicas.

5 Las propiedades de las sustancias depende en gran medida de los enlaces químicos que mantiene unidos sus átomos. ¿ Qué determina el tipo de enlaces en cada sustancia, y cómo es que las características de esos enlaces originan diferentes propiedades químicas y físicas?

6 Se denomina ENLACE QUÍMICO a las uniones entre átomos iguales o distintos que surgen al ceder, captar o compartir electrones entre si, con el fin de lograr la estructura más estable en la última capa. - Los enlaces son de tipo eléctrico. - Al formarse un enlace se desprende energía. - La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. -Los átomos se unen, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que separados.

7 Estabilidad en un átomo. Generalmente, los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles :1s 2 ó ns 2 p 6 la capa de energía más externa completa con 8 e- y en particular con 2e-. El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones para alcanzar el octeto: regla del octeto.

8 -Se refiere a la atracción ó fuerzas electroestáticas que existen entre iones con carga opuesta.(+,-) -Se dará un enlace de este tipo en la unión de átomos que tienden a ceder electrones con facilidad,izquierda del sistema periódico (GRUPOS 1A Y 2A y el Al del grupo 3A ), con otros que tienden a captarlos fácilmente,derecha de sistema periódico ( preferentemente GRUPOS,5A,6A,7A). Enlace iónico

9 Se da entre metales y no-metales. Los metales tienen, en general, pocos electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa Y CONSEGUIR la estructura de gas noble, convirtiéndose en cationes.(tienen baja afinidad electrónica y baja electronegatividad). Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan y conseguir la estructura de gas noble convirtiéndose en aniones (tienen alta afinidad electrónica y alta electronegatividad).

10 ¿Cómo se forma el enlace iónico? Los átomos que se unen tenderán a tener 8 electrones en su última capa. Ejemplo el NaCl. 11 Na :1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 - 1e- ; Na + :1s 2 2s 2 2p 6 El Sodio es un metal,al perder un electrón en la capa más externa, quedará con ocho electrones en la capa n=2. 17 Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 + 1e- ; Cl - : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 El Cloro es un no metal,al ganar un electrón, tendrá ocho electrones en la capa más externa n=3.

11 Se han formado los iones Na+ y Cl- El sodio le cedió un electrón, el cloro ganó un electrón. Ambas especies de signo contrario se atraen y unen formando un compuesto NaCl

12 Enlace iónico Las cargas negativas y las cargas positivas se atraen. Los aniones negativos son atraídos electrostáticamente hacia los cationes positivos. Se forma una estructura neutra El resultado es un enlace iónico. Se forma un enrejado de cristal tridimensional entre aniones y cationes.

13 Propiedades de compuestos iónicos. Forman estructuras cristalinas Donde los átomos ocupan posiciones muy ordenadas. Son duros pero frágiles ya que se rompen con facilidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Conducen la corriente eléctrica en disolución.

14 Compuestos iónicos en solución Cuando compuestos iónicos se disuelven en agua, los iones se disocian, es decir, se separan y desplazan libremente, se mantienen en solución debido a su atracción por el agua. NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) La solución resultante conduce la electricidad y se denomina electrólito. H2OH2O

15 EN LOS ENLACES IONICOS LA DIFERENCIA DE E.N ENTRE EL CATIÓN Y EL ANIÓN ES SUPERIOR 1,7 Electronegatividades relativas de algunos elementos representativos. Las electronegatividades no tienen unidades; son números arbitrarios con valores relativos.

16 ESTRUCTURAS DE LEWIS de los elementos Gilbert Lewis (1875 – 1946), químico estadounidense, ideó un sistema de notación de puntos para representar los electrones de valencia de los elementos.

17 ESTRUCTURAS DE LEWIS Para un átomo de Nitrógeno 7 N 14 1.Se escribe la configuración electrónica y se identifican los electrones de valencia. 1s 2 2s 2 2p 3      5 electrones de valencia 7 N 14 Z=7

18 ESTRUCTURAS DE LEWIS Para un átomo de Nitrógeno 7 N 14 2.Se escribe la valencia (5e - ) con puntos o cruces. Para distribuir los electrones correctamente, se aplica la regla de Hund, que dice que los electrones se distribuyen en un subnivel de un modo tal que presenten el mayor número de electrones desapareados. 1s 2 2s 2 2p 3      5 electrones de valencia Por lo tanto, la estructura de Lewis para el Nitrógeno es:

19 Los electrones apareados se anotan como dos puntos o cruces juntos. Los electrones desapareados se anotan como puntos o cruces independientes. ESTRUCTURAS DE LEWIS

20 X v v SIMBOLOS DE LEWIS

21 GASES NOBLES La configuración electrónica externa de los gases nobles, a excepción del gas helio, todos poseen 8 electrones en su último nivel de energía, es decir en su capa de valencia. Los gases nobles presentan gran estabilidad química y existen como moléculas monoatómicas. SímboloN° Atómico Electrones de valencia 2 He22 10 Ne108 18 Ar188 36 Kr368 54 Xe548 86 Rn868

22 REGLA DEL OCTETO Gilbert Lewis junto a Walther Kossell propusieron en 1916, la regla del octeto para formar enlaces que dice: “Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones enlazantes de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga 8 electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica” : ns 2 sp 6

23 Enlace Iónico Formación de cationes: Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar cationes. Esta pérdida de electrones se denomina oxidación. Na. Na + + e - sodio. Mg. Mg 2+ + 2 e - magnesio. Al. Al 3+ + 3 e - aluminio.

24 Formación de aniones Los no metales tienden a ganar electrones para obtener la configuración de gas noble y formar aniones. Este proceso se denomina reducción. : Cl. + e - : Cl : 1 - cloruro : O : + 2e - : O : 2- óxido :N. + 3e - : N : 3- nitruro... : : :. : : : : :

25 Preservando la electroneutralidad en el enlace iónico Cuando los iones se combinan atrayéndose, la electroneutralidad debe ser preservada. En la formación de cloruro de magnesio una sal iónica, 2 iones Cl - deben neutralizar 1 ión Mg 2+ : Mg 2+ + 2 Cl - MgCl 2 +2+(-2) = 0.. [Mg] 2+ 2 [ :Cl:] - estructura de Lewis.. En la formación de sal nitruro de magnesio, 3 Mg 2+ iones neutralizan 2 N 3- iones: 3 Mg 2+ + 2N 3- Mg 3 N 2 +6 +(-6) =0

26 ¿Cuál es la estructura de Lewis del compuesto iónico nitruro de magnesio Mg 3 N 2 ?

27 ¿QUE HACEN LOS ÁTOMOS PARA CUMPLIR LA REGLA DEL OCTETO? Los átomos metálicos ceden electrones: Átomo de magnesio 12 Mg1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Ión magnesio 12 Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 Catión, formará enlaces iónicos Gas noble más cercano 10 Ne1s 2 2s 2 2p 6

28 ¿QUE HACEN LOS ÁTOMOS PARA CUMPLIR LA REGLA DEL OCTETO? Los átomos no metálicos ganan electrones: Átomo de oxígeno 8 O1s 2 2s 2 2p 4 Ión oxígeno 8 O 2- 1s 2 2s 2 2p 6 Anión, formará enlaces iónico Gas noble más cercano 10 Ne1s 2 2s 2 2p 6

29 Estructura de Lewis para el enlace iónico Ejemplo:El catión de magnesio y el anión de oxígeno se atraen electrostáticamente formando un molécula neutra MgO óxido de magnesio ¿Cuál es la estructura de Lewis para el enlace iónico de cloruro de aluminio AlCl 3

30 ENLACE COVALENTE Es la fuerza de atracción entre átomos no metálicos de igual o diferente electronegatividad, cuando comparten sus electrones de valencia para formar moléculas, debiendo quedar sin electrones desapareados en la molécula o compuesto formado.

31 Enlace covalente. Puede ser: Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones.

32 Tipos de enlace covalente. Enlace covalente puro: –Se da entre dos átomos iguales: H 2, O 2 Cl 2, N 2 Enlace covalente polar: –Se da entre dos átomos distintos (existe diferencia de E.N ) HCl, H 2 O, CH 4, NH 4 +, CO 3 -2

33 Ejemplos de enlace covalente puro. Se da entre dos átomos iguales. Fórmula 2 H · (H · + x H)  H · x H H–H  H 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + x Cl:  :Cl· x Cl: :Cl–Cl:  Cl 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x · x 2 :O· :O· + x O:  :O· x O: :O=O:  O 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x · x 2 :N· :N· + x N:  :N· x N: :N  N:  N 2 · · x · x Enl. covalente simple Enl. covalente triple Enl. covalente doble

34 Enlace covalente polar Todos los átomos deben tener 8 e – en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e – y el Boro completa con 6e- La pareja de e – compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “  – ” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “  + ”.

35 ENLACE COVALENTE POLAR: El elemento más electronegativo atrae con más fuerza el par de e - de enlace, polarizando a éste y estableciéndose un dipolo Distribución irregular de la carga en la molécula: A  +  B  - ENLACE COVALENTE PURO E. COVALENTE POLAR 0% carácter iónico  = Q·r  + - Q=carga r= distancia  delta= cargas parciales  = momento dipolar

36 Propiedades de compuestos covalentes. Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Por lo que son líquidos o gases a temperatura ambiente. Son aislantes del calor y la electricidad.

37 Ejemplos de enlace covalente polar. HCl ·· ·· ·· :Cl · + x H  :Cl · x H :Cl–H  HCl ·· ·· ·· H 2 O ·· ·· ·· · O · + 2 x H  H x ·O · x H H–O–H  H 2 O ·· ·· ·· NH 3 ·· ·· ·· · N · + 3 x H  H x ·N · x H H–N–H  NH 3 · · x | H H Cl 2 O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl:  :Cl x ·O · x Cl: :Cl–O–Cl:  Cl 2 O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· –– ++ –+ –– ++ ++ –– –– ++

38 ENLACE COORDINADO O DATIVO: Los e - (el par) del enlace son aportados por uno solo de los átomos. Se establece entre un elemento que posee pares de electrones solitarios y un elemento deficiente en electrones que posee orbitales vacios. Ejemplo: : NH 3 + H +  NH 4 + Cuando el par de electrones compartidos perteneció 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)

39 Molécula de SO monóxido de azufre enlace covalente doble Molécula de SO 2 anhídrido sulfuroso enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado ó dativo :S ═ O: ˙˙ S ═ O: ˙˙ :O ← ˙˙ Molécula de SO 3 anhídrido sulfúrico enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado ó dativo S ═ O: ˙˙ :O ← ˙˙ ↓ :O: ˙˙ Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)

40 Excepciones a la regla del octeto La regla del octeto es tan sencilla y útil para explicar los conceptos básicos de enlace covalente. Sin embargo la regla del octeto falla en muchas situaciones en la que intervienen enlaces covalentes: 1.Moléculas covalentes con número impar de electrones (·ClO 2, ·NO y ·NO 2 )moléculas paramagnéticas 2.Moléculas covalentes en las que un átomo tiene menos del octeto(BF 3 ) 3.Moléculas covalentes en las que un átomo tiene más de un octeto.

41 Número impar de electrones Moléculas paramagnéticas : -En la mayoría de las moléculas el número de e- es par, por lo que hay un apareamiento completo de los estos. -Existe algunas excepciones como NO, NO2, ClO2, donde el número de e- es impar. -Por ejemplo el NO contiene 5 + 6= 11 e-, por lo que es imposible aparear todos los e-, y tampoco puede obtenerse un octeto en torno a todos los átomos NO NO

42 Octeto incompleto o menos de un Octeto. Se da cuando hay menos de 8 e- alrededor de un átomo en una molécula o ión poliatómico. -Suele encontrarse en en compuestos de boro o berilio Ejemplo BF 3 B :F: ˙˙

43 Octeto expendido y más de un octeto. Ocurre en moléculas o iones en los que hay mas de 8 e- en la capa de valencia de un átomo. Es sólo posible en los elementos desde el tercer periodo inclusive, dado que estos pueden tener orbitales ns,np, nd sin llenar que pueden servir para formar enlaces Ejemplo. El pentacloruro de fósforo. 3s 3p 3d

44 - Cuanto mas grande sea el átomo central, mas e- podrán rodearlo. -Los casos de octeto expandido aumentan al incrementar el tamaño del átomo central. -Se presentan con mayor frecuencia cuando el átomo central esta unido a átomos más pequeños y electronegativos.

45 Excepciones al octeto Moléculas con átomo central con más del octeto. La regla en general es para los elementos desde el tercer período inclusive,para los grupos :5A, 6A, 7A. Por ejemplo el ácido sulfúrico H 2 SO 4 la molécula más aceptada como correcta es con 12 e- de enlace para el átomo central azufre, sin embargo hay otras dos estructuras posibles para la misma molécula con 8e- y 10e- en el átomo central y tiene 3 moléculas posibles. H O O=S=O 12 e- en la orbita de enlace del S O H

46 Estructuras resonantes –De manera común se define como resonancia a la “deslocalización de los pares electrónicos dentro de una molécula,” sin embargo en los compuestos inorgánicos se puede entender como: –La existencia de dos o mas estructuras equivalentes que presentan la misma energía. –Estas estructuras solo se diferencian por la posición del doble enlace. híbridos de resonancia

47 Estructuras de Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ion. Por ejemplo, en el ion carbonato CO 3 2– el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O – 1. Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos. Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales. Encontrándose tres estructuras resonantes 2– O–C=O O

48 Enlace metálico. Lo forman la asociación de átomos de carácter metálico del sistema periódico al unirse entre sí mismos. Los núcleos de los átomos se unen entre si formando una red. Los electrones se sitúan libres alrededor de la red positiva formando lo que se llama UN MAR DE ELECTRONES.

49 Enlace metálico. Propiedades Por lo tanto el electrón siempre está en movimiento y es esta movilidad lo que le da el brillo metálico, tal como se puede ver en el Au,Cr, Cu y Ag entre otros. Este movimiento de electrones libres explica el que los metales conduzcan la electricidad y el calor.