ENLACE QUÍMICO.

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

1 ENLACE QUÍMICO

2 CURVAS DE ENERGÍA DE ENLACE
Átomos de H enlazados Átomos de H alejados Energía de enlace Distancia de enlace Dos átomos están enlazados cuando alcanzan un mínimo de energía al aproximarse.

3 ENLACE IÓNICO Na Na+ + e- E.I Cl + e- Cl- A.I.
SE DA ENTRE IONES DE DISTINTO SIGNO ENTRE ELEMENTOS MUY ALEJADOS EN EL S.P.con: ELEVADA AFINIDAD ELECTRÓNICA BAJA ENERGÍA DE IONIZACIÓN Na Na+ + e- E.I Cl + e Cl- A.I.

4 ENLACE IÓNICO SE FORMAN REDES CRISTALINAS, NO HAY MOLÉCULAS
CADA ION SE RODEARÁ DEL MAYOR NÚMERO POSIBLE DE IONES DE SIGNO CONTRARIO (NÚMERO DE COORDINACIÓN)

5 REDES CRISTALINAS

6 NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

7 NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

8 CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

9 CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

10 CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

11 CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

12 ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

13 ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

14

15 ENERGÍA DE RED ECUACIÓN DE BORN- LANDÉ
NA : Número de Avogadro z: Carga de los iones A: Constante de Madelung (depende de la geometría de la red r: Distancia de equilibrio entre iones n: Factor de compresibilidad (varía de 1 a 12) La energía de red es proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al tamaño de los mismos

16 Qf ½ D U S A I QF = S+ ½ D + A + I + U CICLO DE BORN HABER
Na (s) + ½ Cl Na Cl (s) Cl· (g) Cl- + Na+ Na (g) S I ½ D A U ENERGÍAS ABSORBIDAS ENERGÍAS DESPRENDIDAS QF = S+ ½ D + A + I + U

17 CICLO DE BORN HABER

18 SOLUBLES EN AGUA SOLVATACIÓN DE IONES

19 Solubles en agua Conductores en disolución o fundidos

20 LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS
FRAGILIDAD TENSIÓN LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS

21 ENLACE COVALENTE Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. e- de valencia He Ne Ar Kr Xe Rn 8 Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis

22 ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS
Molécula de Hidrógeno: H2 Tipos de enlaces covalentes:

23 ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS
REGLA DEL OCTETO Cl2 O2 H2O NH4+ Cl Cl O O O H H O N H + H N +

24 ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO C2H4 CH2O C2H4O2 HNO2 H C O H C

25 ESTRUCTURAS DE LEWIS OCTETO AMPLIADO H2SO4 PCl5 O S H P Cl

26 -O ESTRUCTURAS DE LEWIS RESONANCIA HNO2 NO2- H+ O- N O H O N O- N O O
ANIÓN CARBONATO C O 2- C O Las estructuras resonantes sólo se diferencian en la distribución de los electrones, no en la de los núcleos

27 BeCl2 BF3 2 LINEAL 3 TRIGONAL PLANA 4 TETRAÉDICA CH4
TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA. N. Sidgwick H. Powell PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO 2 LINEAL BeCl2 3 TRIGONAL PLANA BF3 4 TETRAÉDICA CH4

28 PCl5 SF6 5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL 6 OCTAÉDRICA
TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA. N. Sidgwick H. Powell PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO 5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL PCl5 6 OCTAÉDRICA SF6 ORDEN DE LAS FUERZAS DE REPULSIÓN P.S-P.PS. > P.S.-P.E. > P.E-P.E.

29 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V)
L. Pauling. The Nature of Chemical Bonding (1931) Los electrones compartidos pertenecen a los orbitales de los átomos implicados Electrones en un mismo orbital tienen spines antiparalelos Un átomo forma tantos enlaces como electrones desapareados tenga (puede haber promoción)

30 SOLAPAMIENTO Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace H Enlaces tipo  SIMETRÍA CILÍNDRICA F Enlaces tipo  ENLACES MÚLTIPLES

31 átomo de carbono en estado normal átomo de carbono en estado excitado
ENLACES DEL CARBONO Configuración electrónica 1s 2s 2p PROMOCIÓN (PERMITE LA TETRACOVALENCIA) 1s 2s 2p Ener-gía 1s 2s 2p px py pz px py pz átomo de carbono en estado normal átomo de carbono en estado excitado

32 GEOMETRÍA TETRAÉDRICA
HIBRIDACIÓN sp3 s p  sp3 HIBRIDACIÓN GEOMETRÍA TETRAÉDRICA

33 METANO CH4 4 ENLACES 

34 ETANO: HIBRIDACIÓN sp3

35 GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA
HIBRIDACIÓN sp2 s p  sp2 HIBRIDACIÓN GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA

36 ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

37 ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

38 HIBRIDACIÓN sp2 BENCENO C6H6 ENLACES  ENLACES  6 orbitales p

39 HIBRIDACIÓN sp s p  sp GEOMETRÍA LINEAL

40 ETINO: HIBRIDACIÓN sp

41 ETINO: HIBRIDACIÓN sp

42 POLARIDAD DE LOS ENLACES
LOS ELECTRONES NO SIEMPE SON COMPARTIDOS AL 50% DEBIDO A DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE

43 MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNES
MOMENTO DIPOLAR Es un vector dirigido hacia el átomo más electronegativo. Mide la polaridad del enlace MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNES Enlace Momento dipolar (D) Enlace Momento dipolar (D) Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad más carácter iónico tiene un enlace. Si es mayor que 1,7 se considera que el enlace es iónico.

44 Aunque los enlaces sean polares, la geometría puede hacer que una molécula sea apolar si la suma de los momentos dipolares de los enlaces (vectores) es nula. DIÓXIDO DE CARBONO (APOLAR)

45 TETRACLORURO DE CARBONO Enlaces polares, molécula apolar

46 Cloroformo Agua Amoniaco

47 FUERZAS INTERMOLECULARES
ENTRE MOLÉCULAS DIFERENTES DEBIDAS A DÉBILES INTERACCIONES ELECTROSTÁTICAS PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE VAN DER WAALS

48 ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES
PUENTES DE HIDRÓGENO SE FORMAN SÓLO EN MOLÉCULAS CON ENLACES DE TRES TIPOS: F  H O  H N  H ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES La anomalía del agua indica que debe haber un enlace extra entre las moléculas de agua y por ello hay que suministrar más energía para separar las moléculas. Figure Number: UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen.

49 PUENTES DE HIDRÓGENO Figure Number: UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen. Los puentes de hidrógeno hacen que en el hielo quede mucho espacio entre las moléculas de agua, más que en el agua líquida y por ello flota sobre ella

50 PUENTES DE HIDRÓGENO ÁCIDO SALICÍLICO Figure Number: 02-01-08UN
Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen.

51 PUENTES DE HIDRÓGENO Los puentes de H también son responsables de la estructura espacial de muchas biomoléculas: proteínas, ADN, etc. Figure Number: UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen.

52 FUERZAS DE VAN DER WAALS
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

53 FUERZAS DE VAN DER WAALS
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUCIDO Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

54 FUERZAS DE VAN DER WAALS
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS DIPOLO INDUCIDO - DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON) Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

55 FUERZA RELATIVA DE LOS ENLACES
(En términos relativos, si se da valor 1 a la fuerza de unión Van der Waals). Unión Van der Waals 1 (1-7 kJ/mol) Unión por puente de hidrógeno 10 (8-40 kJ/mol) Unión covalente 100 ( kJ/mol)

56 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS MOLECULARES BAJOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN NO CONDUCTORES SOLUBLES SEGÚN SU POLARIDAD AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL… Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

57 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS COVALENTES FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN INSOLUBLES Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted. DIAMANTE GRAFITO

58 CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE LOS METALES
conductividad eléctrica conductividad térmica ductilidad maleabilidad elasticidad dureza y densidad brillo metálico y opacidad estructuras cristalinas compactas: cúbica centrada en el espacio (cce) cúbica compacta (cc) hexagonal compacta (hc)

59 EMPAQUETAMIENTO COMPACTO
CCE IC 8 32% HC IC 12 26% CC IC 12 26%

60 MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO
El corazón del átomo metálico, positivo, está bañado en un gas de electrones de la capa de valencia de todos los átomos del cristal.

61 Enlace no direccional stress mecánico
La red cristalina sometida a tensiones mecánicas no se rompe, se deforma: DUCTILIDAD, MALEABILIDAD

62 Metal Punto de fusión (°C) Na 97,8 Fe 1536 W 3407
FUERZA DEL ENLACE METÁLICO Metal Punto de fusión (°C) Na 97,8 Fe 1536 W 3407