Enlaces iónicos y enlaces covalentes

Presentación del tema: "Enlaces iónicos y enlaces covalentes"— Transcripción de la presentación:

1 Enlaces iónicos y enlaces covalentes
Unidades 9 y 10 (Unidades I y J)

2 Contenido (Prontuario)
1.- Enlace iónico 1.1. Compuesto iónico 1.2. Energía del enlace 1.3 Nomenclatura de compuestos iónicos 2.- Enlace covalente 2.1 Electronegatividad 2.2 Estructura de Lewis 2.3 Carga formal 2.4 Estructuras resonantes 2.5 Nomenclatura de compuestos covalentes.

3 ¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Los electrones de valencia (los electrones más externos) son los responsables de esta unión, al igual que de la geometría de las sustancias químicas.

4 Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2

5 Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6). 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, ganarán o compartirán electrones (regla del octeto).

6 Tipos de enlaces Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí. Covalente Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

7 Enlace iónico 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 (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes. Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.

8 Enlace iónico Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización: Ejemplo: Na – 1 e–  Na+ O + 2e–  O2– Reacción total: O + 2 Na  O2– + 2 Na+ Formula del compuesto (empírica): Na2O

9 Reacciones de ionización
Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e–  Mn+ Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e–  Nn– Ejemplos: Metales: Na – 1 e–  Na Ca – 2 e–  Ca Fe – 3 e–  Fe3+ No-metales: Cl + 1 e–  Cl– O + 2 e–  O2–

10 Enlace iónico (cont) En enlace iónico se da por la atracción electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina. Ejemplo: Na –––––– Na e– Cl –––––– Cl– El catión Na+ se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–. La fórmula de estos compuestos es empírica.

11 Ejemplo: Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio. Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e–  Al3+ (2) O + 2 e–  O2– Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3. 2 ·(1) 2 Al – 6 e–  2 Al ·(2) 3 O + 6 e–  3 O2– Sumando: 2 Al + 3 O  2 Al3++ 3 O2– La fórmula empírica será Al2O3

12 Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una estructura cristalina tridimensional en donde todos los enlaces son igualmente fuertes.

13 Propiedades de los compuestos iónicos
Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza.(por la misma razón). Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en disolventes apolares. Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son frágiles.

14 Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

15 Enlace covalente Se da entre dos átomos no-metálicos cunado comparten e– de valencia. La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular. Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado”.

16 Estructura de Lewis. Ejemplos:
Consiste en representar con puntos “·” los e– de la capa de valencia. Ejemplos: Grupo: Átomo: Cl O N C Nº e– val ·· · · · : Cl · : O · : N · · C · ·· ·· · ·

17 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. No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométricas.

18 Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro Se da entre dos átomos iguales. Enlace covalente polar Se da entre dos átomos distintos. Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.

19 Ejemplos de enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales. Fórmula 2 H · (H · + ·H)  H : H ; H–H  H2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + :Cl:  :Cl:Cl: :Cl–Cl:  Cl ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · :O· :O· + .O:  :O:: O: :O=O:  O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · · :N· :N· + ·N:  :N:::N: :NN:  N · · · Enl. covalente simple Enl. covalente doble Enl. covalente triple

20 Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).
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– . 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 “+”.

21 Ejemplos de enlace covalente polar.
– + ·· ·· :Cl · + · H  :Cl–H  HCl ·· ·· ·· ·· · O · + 2 · H  H–O–H  H2O ·· ·· ·· ·· · N · + 3 · H  H–N–H  NH · | H ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl:  :Cl–O–Cl:  Cl2O ·· ·· ·· ·· ·· – + + – – + – +

22 Ejercicio: Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S. La representación de Lewis de cada átomo es: · · · Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ·· La representación de Lewis de molecular será: ·· ·· : S = Si = S : La fórmula molecular será pues: SiS2

23 Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal A 6 4 No-metal B 9 7 No-metal
Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6,9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales. c) La electronegatividad de los átomos en relacion a B Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal A No-metal B No-metal C Metal D Metal

24 Compuestos covalentes atómicos.
Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. Ejemplos: SiO2, C (diamante), C (grafito) ESTRUCTURA DEL GRAFITO

25 Propiedades de los compuestos covalentes
Puntos de fusión y ebullición bajos. Los compuestos covalentes no-polares son solubles en disolventes no-polares y los compuestos polares son solubles en disolventes polares.