enlace químico, clase 30 marzo-de 2014

Docente

Rafael S. Gutiérrez Cera

Magíster en Ciencias Química

UNIVERSIDAD DEL MAGDALENA

Facultad de Ingeniería Programa de Ingeniería

Santa Marta

2014

QUÍMICA GENERAL

ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO

CONCEPTO: Fuerza de interacción que mantiene ligados a los átomos en las moléculas o en los iones.

Agua

D-GlucosaBenceno

ENLACE QUÍMICO

determina las propiedades de la molécula

La interacción de los átomos dentro de la molécula

Teoría de Lewis

La configuración electrónica de los gases nobles es la causa de su inercia química.

Los átomos se combinan entre sí para adquirir dicha configuración (regla del octeto).

Los electrones se transfieren o comparten con tal fin.

Los electrones de valencia juegan un papel esencial.

ENLACE QUÍMICO

El tipo de enlace estará dado por la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto

Fuerza de atracción relativa de cada átomo

El átomo Btiene los electrones más cerca

ENLACE QUÍMICO

ELECTRONEGATIVIDAD c

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia si mismo los electrones del enlace

ENLACE QUÍMICO

El tipo de enlace determina las propiedades de la molécula

Los electrones se transfieren de un átomo a otro

TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

ENLACE IÓNICO(metal + no-metal)

Los átomos comparten pares de electrones

ENLACE COVALENTE(no metal + no metal)

ENLACE QUÍMICO

SÍMBOLOS DE LEWIS

Símbolo químico, representa al núcleo y a los electrones internos

Puntos alrededor del símbolo químico, representan los electrones de valencia

Un punto = 1 e- electrón de valencia

Si = [Ne] 3s2 3p2 Si

O = [He] 3s2 3p4 O

No tiene en cuenta si los electrones están apareados en un orbital

Elementos representativos: Nº de puntos = grupo.

Se utiliza principalmente para los elementos representativos.

ENLACE QUÍMICO

ESTRUCTURA DE LEWIS

Son aquellas estructuras electrónicas que representan moléculas en las cuales cada átomo adquiere la configuración electrónica de un gas noble (Regla del octeto)

H + Cl ClH

Na + Cl Cl[Na]+[ ] -

Ne Ar

Enlace iónico

Enlace covalente

He

ENLACE QUÍMICO

ENLACE IÓNICO

Metal (bajo PI, baja EN) + no-metal (alta EA, alta EN)

EN grande

Transferencia de electrones

Na + Cl Cl[Na]+[ ] -

El metal cede los electrones y el no-metal los aceptaAmbos buscan adoptar la configuración del gas noble más

cercano

Mg +

Cl

Cl[Mg]2+ Cl[ ] -+ 2

formación de iones

MgCl2

Compuestos iónicos

Transferencia

de e-

ÁtomoBaja Electronegatividad

Anión

Catión

Compuesto Iónico

Pérdida e-

Ganancia e-

ÁtomoElectronegatividad

elevada

FORMACIÓN DE COMPUESTOS IÓNICOS

Formación de NaCl

ENLACE QUÍMICO

Enlace iónico en el NaCl

Cristal de NaCl

Cúbica centrada las caras

Ba•

• O•••

•••

Mg•

•

Cl•••

••

••Cl•••

••••

BaO

MgCl2

Otros ejemplos enlace iónico

••O••

••

••Ba

2+ 2-

••Cl••

••

••Mg

2+-

••Cl••

••

••

-

Iones unidos por fuerzas electrostáticas

Iones unidos por fuerzas electrostáticas

Propiedades de las sustancias iónicas

• Sólidos duros

• Frágiles, quebradizos

• Puntos de fusión elevados

• Solubles en agua y disolventes polares

• No conducen la electricidad en estado sólido, disueltos o fundidos son conductores.

Esto se debe a que al ser golpeado y distorsionarse el cristal, se produce una aproximación de iones de carga del mismo signo, que se repelen entre sí.

Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes,

Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes,

En estado sólido, los electrones están firmemente sujetos por los iones y los iones están firmemente unidos en la red cristalina y no poseen capacidad de desplazamiento.Disueltos o fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.

ENLACE QUÍMICO

Compuestos iónicos

Binarios (2 elementos):

Combinación de iones monoatómicos:

MgCl2 (Mg2+ y Cl-), Na2O (Na+ y O2-), KBr (K+ y Br-)

Ternarios (3 elementos):

Combinación de iones poliatómicos y monoatómicos:

Na2SO4 (Na+ y SO42-), KNO3 (K+ y NO3

-), NH4Cl (NH4+ y Cl-)

entre catión y anión enlace iónico

entre átomos del ión poliatómico enlace covalente

¿Qué tipo de compuesto es el (NH4)2SO4?

ENLACE QUÍMICO

ENLACE COVALENTEno metal + no metal (ambos con alta EN y PI)

EN pequeña

No hay transferencia de electrones, los e- se comparten

Enlace covalente = par de electrones compartido por 2 átomos [He] [Ar]

H + Cl ClH H Cl

Par de e- enlace

Par e- libre

Pueden compartirse más de un par de electrones

Formación de sustancias covalentesEl enlace covalente se forma por compartición de uno o

mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad)

En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo).

Representación de enlace covalente

Molécula de flúor

O – H H

H –N – H H

Molécula de agua

Ilustración de enlace Covalente

Clases de Enlace CovalenteSi los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo

dos pares de electrones: enlace covalente doble

tres pares de electrones: enlace covalente triple

Molécula de oxígeno (enlace covalente doble)

Molécula de nitrógeno (enlace covalente triple)

Molécula de oxígeno

Molécula de nitrógeno

Ilustración de enlace Covalente

ENLACE QUÍMICO

Orden de enlace (OE)

Nº de pares de electrones compartidos por 2 átomos

Enlace covalente simple

Enlaces covalentes múltiples

doble O O O = O OE = 2

N Ntriple OE = 3N N

Cl Cl Cl Cl Cl Cl OE = 1

mayor orden de enlace mayor energía de enlace menor longitud de enlace

Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:

No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones.

H-H

El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la

diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

H Cl H Cl+d -d

Enlace Covalente No Polar y Polar

Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico.

Enlace Covalente No Polar y Polar

ENLACE QUÍMICO

H F

POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE

EN pequeña EN = 0 EN grande

H H Li+ H -

d+ d-

covalente no polar

covalente polar

iónico

entre átomos

% c

arác

ter

ión

ico

Tipo de Enlace

Iónica 2

Covalente polar < 2

Covalente no polar 0 – 0,4

(AB) = (A) - (B)

= electronegatividad (EN)

ENLACE QUÍMICO

Polaridad de los enlaces

ENLACE QUÍMICO

MOMENTOS DIPOLARES

X Y

cy > cx

m

La separación de cargas parciales crea un dipolo eléctrico

= m q . r

q dif. de cargasr distancia entre cargas

ENLACE QUÍMICO

MOLÉCULAS POLARES Y APOLARES

DIPOLO EN ENLACE

DIPOLO TOTALEN H2O

DIPOLO TOTALEN NH3

NO HAY DIPOLOTOTAL EN CH4

AUNQUE EXISTENDIPOLOS EN ENLACES

N•• •

• •

Ilustración de moléculas con enlace covalente polar y no polar

1 enlace covalente apolar triple

N2 N • ••

• •

• • NN • •• •• •• • NN

3 enlaces covalentes polares sencillos

NH3 N•• •

••

H• H•

H•

NH H

H

• •• • • •

• •

NH H

H

-d +d+d

+d

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

+

Se establece cuando el par de electrones compartido, es aportado por uno de los átomos que interviene en el enlace (dador). El otro átomo (aceptor) aporta un hueco electrónico (orbital vacío donde caben dos electrones).

El enlace coordinado o dativo se representa mediante una flecha dirigida hacia el átomo aceptor.

Propiedades de las Sustancias moleculares

• Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos

• Puntos de fusión bajos

• Aisladoras

• Solubilidad

En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles

En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles

No tienen cargas libres.

Las sustancias formadas por moléculas no polares (o poco polares) son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua.

Solubles en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes orgánicos: éter, benceno, CCl4. etc.

La disolución sólo ocurre si las fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y del disolvente son de la misma naturaleza y parecida intensidad. En caso contrario, las moléculas de la sustancia y del disolvente tienden a quedar en grupos distintos; es decir, no hay disolución.

Las sustancias formadas por moléculas polares son solubles en agua (sobre todo, si pueden formar puentes de hidrógeno con ella) y en otros disolventes polares. Son insolubles en disolventes no polares.

ENLACE QUÍMICO

Estructura de Lewis para especies poliatómicas

Átomo central: unido a 2 o más átomos

Átomo terminal: unido sólo a 1 átomo

El H y el F siempre son terminales

Cómo dibujar las estructuras de Lewis

1)Determinar el número total de electrones de valenciaRestar las cargas si es un catión y sumarlas si es un anión

Ejemplo: PCl3

# e- de valencia: 5 + (3 x 7) = 26 e-

2) Identificar él o los átomos centrales Dibujar el esqueleto de la estructura

P Cl P Cl

Cl

ENLACE QUÍMICO

3) Escribir enlaces simples entre los átomos enlazados.

Restar 2 e- por cada enlace al número total de e-.

26 – (2 x 3) = 20 e-

4) Completar el octeto de los átomos

terminales

(excepto H que se completa con 2e-)

5) El resto de los e- se asignan al átomo central

6) Si el átomo central no completa el octeto, forma enlaces múltiples con pares de e- de los átomos laterales(no, en este caso)

ENLACE QUÍMICO

Otro ejemplo: HNO3

# e- de valencia: 1 + 5 + (3 x 6) = 24 e-1)

2)

3)

4)

O N O H OO N O H

O

24 – (2 x 4) = 16 e-

O N O H

O

6)

5)

O N O H

O

O N O H

O

No sobran electrones

+

g) H3O+ h) NH4+

g)

h)

Enlace MetálicoEl enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables.

Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica".

Enlace Metálico

Enlace MetálicoAlgunos tipos de redes cristalinas metálicas

Red cristalina de Hierro

EMPAQUETAMIENTO CUBICO CENTRADO EN EL CUERPO

(Atomium Bruselas)

Enlace metálico

Cuando los átomos metálicos se unen, se desprenden de sus electrones de valencia.

Estos electrones quedan deslocalizados en una red metálica.

¿Cómo están unidos los átomos en los

metales, como por ejemplo en el cobre o

en el sodio?

La red metálica está formada por un conjunto de cationesmetálicos sumergidos en un mar de electrones deslocalizados, que transportan la carga eléctricay que no pertenecen a ningún átomo en concreto.

Metal cobre Metal sodio

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre moléculas con enlace covalente.

Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido.

Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases:

– Enlace por fuerzas de Van der Waals

• Fuerzas de London

• Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación

– Enlace por puentes de hidrógeno

Fuerzas intermoleculares

Interacciones dipolo-dipoloSe presentan entre moléculas covalentes polares.

Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.

Fuerzas intermoleculares

Las moléculas polares se atraen entre sí debido a las atracciones entre sus dipolos

Fuerzas intermolecularesInteracciones por puentes de hidrógenoPodría considerarse como un enlace dipolo-dipolo, pero de gran intensidad.

Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo: F, N, O.

También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF,NH3 y otras muchas moléculas orgánicas.

Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, oxígeno en este caso, el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste último. En la molécula de agua se forman dos polos, O polo negativo y H polo positivo.

Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.

Moléculas de agua

Fuerzas intermoleculares

Puentes de hidrógeno

Interacciones por puentes de hidrógeno

Fuerzas intermoleculares

Interacciones mediantes las fuerzas de LondonSe presentan entre moléculas covalentes apolares.

Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el movimiento de los electrones.

Fuerzas intermoleculares

Sustancia Iónica

Sustancia Metálica

Sustancia Atómica

Sustancia Molecular

Partículasconstituyent

esCationes y Aniones

Cationes y electrones deslocalizados

Átomos Moléculas

Tipos de uniones

Fuerzas electrostáticas

Enlace iónico

Fuertes

Fuerzas electrostáticas

Enlace metálico

Fuertes o Débiles

Compartición de pares de electrones

Enlace covalente

Muy Fuertes

Uniones intermoleculares

Van der WaalsEnlace de hidrógeno

Débiles

Au3+ e-

C

H2O

Tipos de sustancias

Tipos de sustanciasSustancia

IónicaSustancia Metálica

Sustancia Atómica

Sustancia Molecular

Partículasconstituyent

esCationes y Aniones Cationes y electrones

deslocalizadosÁtomos Moléculas

Tipos de uniones

Fuerzas electrostáticas

Enlace iónico

Fuertes

Fuerzas electrostáticas

Enlace metálico

Fuertes o Débiles

Compartición de pares de electrones

Enlace covalente

Muy Fuertes

Uniones intermoleculares

Van der WaalsEnlace de hidrógeno

Débiles

Propiedades mecánicas

Duras y frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas

Propiedades eléctricas

Aisladoras Conductoras Aisladoras Aisladoras

Puntos de fusión

Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados

Solubilidad Solubles en agua y disolventes polares

Insolubles en todos los disolventes

Solubles en otros metales en estado líquido (aleaciones)

Insolubles en todos los disolventes

Apolares: insolubles en disolventes polares, solubles

en disolventes no polaresPolares: solubles en

disolventes polares, insolubles en disolventes no polares

Otras propiedades

Fundidos o disueltos conducen la electricidadQuebradizos

Brillo metálicoGran densidadDúctiles y maleables

Ejemplos NaCl, K2CO3, CaF2 Na, Fe, Al, Cu B, C: diamante y grafito, Si, Ge, As, Sb, SiO2, SiC, NB

O2 ,Cl2, CO2, H2O, etanol: C2H5OH, S8, Naftaleno: C10H10

ARQUITECTURA MOLECULAR

H O H · ·

· ·

Angulares: Agua, H2O

Piramidal: Amoníaco, NH3

N

H N H

H

:

Estructura de Lewis

Geometríaelectrónica

Geometríamolecular

H C H

H

H

Tetraédrica: Metano, CH4

FELIZ DÍA

y

¡Bendiciones para todos!