unidad 3 enlaces químicos
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UNIDAD III ENLACES QUÍMICOS
UNIDAD III ENLACES QUÍMICOS
3.1 Tipos de enlace, origen y propiedades físicas y químicas
3.1.1 Enlaces Iónicos
3.1.2 Enlaces Covalentes
3.1.3 Enlace metálico
3.1.4 Fuerzas Intermoleculares
3.2 Cristales, Polímeros y Cerámicos
3.2.1 Estructura química
3.2.2 Clasificación General
3.2.3 Usos más importantes
3.2.4 Impacto económico y ambiental
UNIDAD III ENLACES QUÍMICOS
Portafolio de evidencias
ACTIVIDAD 1: Hacer un cuadro comparativo de los enlaces, tipos y
características incluyendo estructuras de Lewis.
ACTIVIDAD 2: Realizar un trabajo de investigación de Cristales, Polímeros y
cerámicos y entregar documento escrito cubriendo los subtemas que aparecen
en el temario.
El enlace químico
Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La formación
de un enlace químico reduce la energía potencial entre partículas de distinta
carga.
Tipos de enlace químico:
Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal
(baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los
átomos (generalmente entre no metales)
H2O Compuesto covalente
NaCl Compuesto
iónico
NaCl Sólido iónico
Símbolos de puntos de Lewis
Cuando los átomos interactúan para formar compuestos solo entran en contacto las regiones mas externas (ELECTRONES DE VALENCIA)
Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo es un sistema desarrollado por Lewis:
SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS
Símbolo del elemento con un punto por cada electrón de valencia
SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS PARA ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y GASES NOBLES
entre elementos que tienen bajas energías de ionización (cationes) y elementos que
tienen altas afinidades electrónicas (aniones)
Combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno
Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático
LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li+ y el F gana un
electrón y forma F.
Nótese que el Li+ tiene la configuración electrónica del He y el F la del Ne
Li+ F Li + F LiF
ENLACE IONICO
Otros ejemplos de compuestos iónicos:
Ca2+ O 2 Ca + O
2 Li+ O 2 Li + O 2
CaO
Li2O
3 Li+ N 3 Li + N 3 Li3N
Propiedades de los compuestos iónicos
Compuestos cristalinos
Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos que se
repiten periódicamente en el espacio
Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de unión entre los
iones de la red cristalina)
Sólidos duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen sin
deformarse)
Fuerza externa
Fuerza repulsiva Fractura
del cristal
No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo hacen en
estado fundido o en disolución
Sólido iónico
Sólido iónico fundido
Sólido iónico disuelto en agua
Propiedades de los compuestos iónicos
ENLACE COVALENTE Dos electrones son compartidos por dos átomos:
H + H H H H – H
En átomos polielectrónicos solo participan electrones de valencia
.
. . .
F F + F F
Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares
libres
REGLA DEL OCTETO
Un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea
de 8 e-
de valencia.
(para el H se debe tener la configuración electrónica del He).
F F + F F Pares libres
Par enlace
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente / iónico
átomos átomos
Compartición
de electrones
Transferencia
de electrones
Enlace covalente
Ion
positivo
Ion
negativo
Enlace iónico
Tipos de enlace:
Sencillo (1 par de d electrones) H2
Doble (2 pares de electrones) O2
Triple (3 pares de electrones) N2
0 = C = 0 C2H4
H – C C – H
Longitudes de enlace promedio de algunos enlaces sencillos, dobles y triples mas comunes
TIPO DE ENLACE LONGITUD DE ENLACE (pm)
C – H 107
C – O 143
C = O 121
C – C 154
C = C 133
C C 120
C – N 143
C = N 138
C N 116
N – O 136
N = O 122
O – H 96
Estructuras de Lewis
Forma estructural plana de una molécula que muestra cómo
están unidos los átomos entre sí.
No representa la forma tridimensional de la molécula
Para escribir una estructura de Lewis se aplica la regla del
octeto: cada átomo llena su último nivel con ocho electrones (o
dos para el helio)
Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente
Li, Be, B, C, N, O, F
e- de
valencia
He 2
Ne 8
Ar 8
Kr 8
Xe 8
Rn 8
O C O
Estructuras de Lewis: ejemplos
Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales
O C O
Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
8 pares de electrones
Estructuras de Lewis: ejemplos
Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central:
O C OHemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto
O C OEstructura de Lewis
del CO2
Concepto de resonancia
A veces hay moléculas que no se describen por una única estructura de Lewis
Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se pueden escribir estructuras que difieren en la posición de los enlaces dobles o triples.
Estas estructuras que se diferencian en la posición de los enlaces múltiples se denominan estructuras de resonancia
Ejemplo:la molécula de ozono (O3) Ambas formas de resonancia son posibles
I II
OO OA
B
C
OO OA
B
C
Concepto de resonancia
Los datos experimentales indican que las distancias OO en la molécula de O3 son iguales:
Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de Lewis para representar a la molécula de ozono
1.48 Å 1.21 Å
Híbrido de resonancia OO
OOO
O
Resonancia
La molécula de O3 es una superposición de ambas estructuras:
Color primario Color primario Estructura de resonancia
Estructura de resonancia
Molécula de ozono
La necesidad de más de una estructura de Lewis es el resultado de la deslocalización del par de electrones
OOO
Electronegatividad
Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico
La diferencia de electronegatividad entre los átomos resulta en la transferencia parcial de carga hacia el átomo más electronegativo
En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un enlace polar
Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo.
• • H F
Menor densidad electrónica Polo positivo (d+)
Mayor densidad electrónica Polo negativo (d)
VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD
Enlaces covalente polares
En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos
En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H
En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar
H H H Cl
Asimetría de la nube electrónica
nube electrónica simétrica
Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos
Electronegatividad y polaridad de enlaces
Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S
Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos
Si la diferencia de EN =0 ENLACE COVALENTE (compartición por igual de los electrones)
Si la diferencia de EN > 2 ENLACE IÓNICO (transferencia electrónica de electrones)
Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ENLACE COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
F2
HF LiF
EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0
E. covalente E. iónico
ENLACE METÁLICO
Se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy
parecidas.
La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la
compartición de electrones entre muchos átomos.
Se crea una nube de electrones que es
compartida por todos los núcleos de
los átomos que ceden electrones al
conjunto
PROPIEDADES DE COMPUESTOS METÁLICOS
Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas.
Sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido).
Buenos conductores de la electricidad y del calor
Dúctiles y maleables al aplicar presión
Son en general duros (resistentes al rayado).
La mayoría se oxida con facilidad.
FUERZAS INTRAMOLECULARES: Fuerzas que se dan en el interior de
las moléculas :Enlace Químico.
FUERZAS INTERMOLECULARES: Interacciones entre moléculas.
Mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes,
permitiendo que aparezcan en estado sólido o líquido o que se
disuelvan en otras sustancias.
LA FUERZA DE ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA, mantiene unido a los
iones en estado sólido
La energía que se requiere para separar moléculas es mucho menor
que la energía para romper un enlace químico.
Ejemplo: ◦ Para romper el enlace H-Cl se requieren 431 kJ/mol.
◦ En cambio, para evaporar el HCL líquido solamente se requieren 16 kJ/mol.
Las fuerzas intermoleculares determinan algunas de las propiedades
físicas de las substancias, como su puntos de ebullición y de fusión.
La existencia de las fuerzas intermoleculares se refleja en la
existencia de materia condensada (estados de agregación líquido y
sólido).
Se dividen en dos grandes grupos:
Fuerzas ion dipolo (electrostática)
Fuerzas de van der Waals dipolo – dipolo
Puente de Hidrógeno
dipolo – dipolo inducido
Fuerzas de dispersión (fuerzas de London)
Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del negativo de otra.
Se establecen atracciones cuya intensidad depende de la carga de su dipolo.
www.chem.unsw.edu.au
En los líquidos, las moléculas están en
libertad de moverse, pueden
encontrarse en orientaciones atractivas
o repulsivas. En los sólidos, predominan
las atractivas
Los puntos de ebullición se incrementan para moléculas polares de masa similar, cuando se incrementa el momento dipolar.
Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo.
Ocurre en moléculas muy polares que poseen átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a hidrógeno. Ejemplos: HF; H2O y NH3.
La unión se establece entre los pares de e- libres y el átomo de H.
Son fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes.
www.virtual.unal.edu.co
H2O
liq.
H2O
sól.
CH4
NH3
H2O
HF
H2S
Gas
Gas
Líquido
Gas
Gas
Los puentes de Hidrógeno:
◦ Reducen la presión de vapor.
◦ Aumentan los puntos de ebullición
◦ Aumentan la viscosidad
◦ Afectan la organización conformacional, especialmente en moléculas de interés biológico.
Estructura secundaria de las proteínas
Las moléculas no polares parecen no tener posibilidad de mostrar
fuerzas de atracción entre ellas.
Sin embargo, los gases pueden licuarse, de tal manera que alguna
fuerza de atracción debe existir.
Se presenta, básicamente, entre
moléculas no polares (únicas fuerzas en
las no polares).
Al acercarse dos moléculas se origina
una distorsión de la nube de electrones
en ambas, generándose dipolos
transitorios.
La intensidad de la fuerza depende de la
cantidad de e- de la molécula.
Se habla de un Dipolo inducido – Dipolo
inducido
A MAYOR CANTIDAD
DE ELECTRONES EN LA
MOLÉCULA
MAYOR
POLARIZABILIDAD
DE LA MOLÉCULA
MAYOR
FUERZA DE
LONDON
núcleo
s
electrones
Distribución
simétrica
Distribución
asimétrica
• La dispersión de London es la fuerza intermolecular más débil.
• Es la causante de que incluso el He pueda licuarse.
FUERZAS DIPOLO- DIPOLO INDUCIDO
Al acercarse un dipolo a una molécula no polar genera sobre ésta una
distorsión de la nube de e-, originando un dipolo transitorio.
El átomo esférico no
presenta dipolo
Cuando se acerca una molécula
polar el átomo se polariza y se
forma un dipolo
Son atracciones entre un ión y el polo de carga opuesta de una
molécula polar.
La magnitud de la atracción aumenta con la carga del ión y la carga del
dipolo.
… como cuando se disuelven y solvatan los iones de sólidos iónicos.
La intensidad de las fuerzas depende de la polaridad de la molécula (mayor carga, mayor fuerza) y de la polarizabilidad de su nube electrónica (mayor cantidad de e-, mayor fuerza).
Las fuerzas de London están presentes en todas las moléculas.
Las fuerzas dipolo-dipolo se suman a las de London.
Los puentes de H se suman a las de London.
NINGUNA de estas fuerzas es más intensa que los enlaces iónicos o covalentes.
Figura 13.1 Silberberg 4ta Ed.
Sustan
cia
Tipo de
sustancia
Interacción
predomi-
nante
Punto de
fusión
(ºC)
Punto de
ebullición
(ºC)
NaCl Iónica Iónica 801 1465
H2S Covalente
polar
Dipolo-
dipolo
- 83 - 62
H2O
Covalente
polar
Puente de
Hidrógeno
0 100
CH4 Covalente
no polar
London
(10 e-)
- 182,5 - 161,6
CCl4 Covalente
no polar
London
(74 e-)
-23 77
Ne Atómica London
(10 e-)
- 249 -246
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