Gilbert Lewis Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos

Presentación del tema: "Gilbert Lewis Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos"— Transcripción de la presentación:

1 Gilbert Lewis Waltre Kossel Reglas de estabilidad Octeto Dueto átomos Comparten Ceder Captan Electrones Forman enlaces ESTABILIDAD

2 Regla del octeto y dueto
Regla del octeto: ”Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica”.n2p6 (Ne = 10; Ar =18) En el caso de los átomos de los elementos hidrógeno, litio y berilio, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio. Esta situación la conocemos como regla del dueto.

3 Na . ¿ F ? ESTRUCTURAS DE LEWIS Fz =9 1S2 2S2 2PX 2PY 2PZ 1S22S2 2P6
Na z= 11 Na . Fz =9 1S2 2S2 2PX 2PY 2PZ ¿ F ?

4 N z= 7 Cl z= 17

5 ENLACE QUIMICO Enlace iónico. Enlace covalente. Enlace Metálico.
Estructuras de Lewis. Geometría molecular Polaridad de las moléculas Uniones Intermoleculares

6 ENLACE QUÍMICO Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. O2 diatómica SO2 triatómica NH3 tetraatómica

7 Fuerzas de dispersión de London o transitivas
Apolar (sin polos) INTERATOMICOS Enlace covalente Polar Enlace ionico Dativo o coordinado ENLACE QUIMICO Enlace metálico Dipolo-dipolo Ion-dipolo FUERZAS INTERMOLECULARES Puentes de hidrogeno Fuerzas de dispersión de London o transitivas

8 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.

9 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

10 ENLACE COVALENTE Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H2

11 Enlace covalente H-H

12 Clasificación de los Enlaces Covalentes
Enlaces covalentes puros (apolares) Enlaces covalentes polares Enlaces covalentes coordinados o dativos) Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

13 Clasificación del Enlace Covalente
Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

14 Diferencia de electronegatividad = 0 Enlace Covalente Apolar
Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: Enlace Covalente Polar Enlace covalente Apolar Rango de Electronegatividad: 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 Enlace covalente Polar Diferencia de electronegatividad = 0 Enlace Covalente Apolar

15 Enlace Covalente Polar
Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 1,7 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O HEN= 2, ClEN=2,9 H Cl: H+ :Cl: - . . . . . . . .

16 ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)
Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos. Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo. Ejemplo: O H O S O H O

17 Planteamiento del problema
La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante. ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo? …

18 ENLACE IÓNICO ∆ E.N.> 1,7 k + Cl kCl E.N =;0,8 3,0 ∆ E.N KCl = ?
Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

19 ENLACE IÓNICO

20                                                                           El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio. Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.

21 + Na(s) + 1/2 Cl2(g)  NaCl(s)

22 ENLACE METALICO Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos

23 ENLACE METALICO Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son: 1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones. “ELECTROPOSITIVOS” 2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad

24 ENLACE METALICO Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales: Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior.

25 COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). COMPUESTOS COVALENTES 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

26 Covalente puro o no polar
electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. 0<0,5 Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0,5 y 1,7 mayor que 1,7

27 B Referente a los enlaces.
I. En el enlace iónico se comparten electrones II. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de electrones no enlazantes III. Si el enlace es covalente polar se comparten igualmente los electrones Es (son) correcta (s) A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo I y II E) Sólo I y III B

28 En la figura se representan los modelos moleculares de tres halógenos, numerados 1, 2 y 3
Los halógenos representados podrían ser: A) flúor cloro bromo B) bromo cloro flúor C) cloro bromo flúor D) cloro flúor bromo E) bromo flúor cloro C

29 ATRACCIONES MOLECULARES
Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (moléculas o iones) constituyentes de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces covalentes y iónicos que puede presentar el compuesto.

30 UNIONES INTERMOLECULARES
INTERACCION DIPOLO – DIPOLO ÍÓN DIPOLO PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON o TRANSITIVAS FUERZAS DE VAN DER WALLS

31 INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.

32 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo Fuerzas de atracción entre moléculas polares Orientación de moléculas polares en un sólido 11.2

33 INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO
Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa. Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias

34 INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces. Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos.

35 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas ion-dipolo Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar Interacción ion-dipolo 11.2

36 COMPORTAMIENTO DE UN COMPUESTO IONICO EN PRESENCIA DE AGUA

37 PUENTE DE HIDROGENO Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO. Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y nitrógeno.

38 Fuerzas intermoleculares
PUENTE de hidrógeno El PUENTE de hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre ellos y el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N, o F. A H … B o A y B son N, O, o F 11.2

39 FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.

40 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión de Lodon o Transitivas Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales (MOMENTANEOS) inducidos en átomos o moléculas Dipolo inducido Catión Dipolo Interacción ion-dipolo inducido Interacción dipolo-dipolo inducido 11.2

41 FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3 También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.

42 file:///C:/DOCUME~1/alumnos/CONFIG~1/Temp/Rar$EX00.844/bonding1.html file:///C:/DOCUME~1/alumnos/CONFIG~1/Temp/Rar$EX00.141/periodicTbl2.html Reconocimiento de geometría agua

43 Predice el tipo de enlace que ocurre entre el hidrógeno y el flúor.
¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl? Predice el tipo de enlace que ocurre entre el hidrógeno y el flúor. H-F EN H: 2.1 EN F: 4.0